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Orbitais moleculares
A teoria dos orbitais moleculares (TOM) 
surgiu como mais uma ferramenta para 
explicar a formação das ligações químicas, 
assim como, teoria da ligação de valência, 
hibridização. Porém tem suas bases 
amparadas pelas funções de ondas advindas 
da mecânica quântica a qual ofereceu todo o 
respaldo para essa teoria.
Na verdade a TOM, simplesmente explica 
a existência do orbital na molécula, 
quando os orbitais atômicos (Aos) se 
unem eles desaparecem completamente 
originando 2 orbitais moleculares, o que 
da o direito a esta molécula de possuir 
uma nova configuração eletrônica. 
Um orbital é um lugar do espaço onde 
é provável que o elétron seja 
encontrado, sem dúvida esta é boa nova 
que nos trouxe a mecânica quântica, 
promovendo a combinação matemática 
das funções de onda dos AOs e como 
resultado obtém-se as novas funções de 
onda denominadas orbitais moleculares 
(MOs).
Na verdade a TOM, simplesmente explica a 
existência do orbital na molécula, quando os 
orbitais atômicos (Aos) se unem eles 
desaparecem completamente originando 2 
orbitais moleculares, o que da o direito a esta 
molécula de possuir uma nova configuração 
eletrônica. Um orbital é um lugar do espaço 
onde é provável que o elétron seja 
encontrado, sem dúvida esta é boa nova 
que nos trouxe a mecânica quântica, 
promovendo a combinação matemática das 
funções de onda dos AOs e como resultado 
obtém-se as novas funções de onda 
denominadas orbitais moleculares (MOs).
OM Ler como Caráter Funções Origem 
σ Sigma Ligante Adição Combinação 
de orbitais 
1s e 2px 
σ* Sigma 
asterisco 
Antiligante Subtração Combinação 
de orbitais 
1s e 2px 
π Pi Ligante Adição Combinação 
de orbitais 
2py e 2pz 
π* Pi asterisco Antiligante Subtração Combinação 
de orbitais 
2py e 2pz
As figuras acima são representações dos orbitais 
moleculares formados a partir da sobreposição dos orbitais 
atômicos e demonstram que no momento em que ocorre a 
combinação são originados outros 2 orbitais moleculares. 
O OM antiligante é originado da função de onda de 
subtração e este desestabiliza a ligação em virtude de 
possuir maior energia e menor densidade eletrônica em 
seu núcleo, do que o orbital ligante que originado da função 
de onda adição possui energia e elevada densidade 
eletrônica promovendo a ligação. 
É importante lembrar que essas representações fazem 
alusão às moléculas homonucleares, e toda vez que 
ocorrer a combinação de 2 AOs serão originados 2 OMs, 
sendo um ligante e outro antiligante. E evidentemente as 
figuras acima representam as energias relativas, e são 
repetidos propositalmente para mostrar que as 
sobreposições py-py e pz-pz são iguais, com difrença 
somente na orientação, acima de tudo mantendo a mesma 
energia.
Após a combinação o AOs deixam de existir 
tornando-se OMs, e por conseguinte os orbitais 
resultantes devem ser preenchido por spins da 
mesma maneira, que preenchemos orbitais aos quais 
estamos habituados, seguindo procedimento de 
Aufbau que orienta a distribuir por sequência e não 
aos pares em cada orbital. 
A TOM é uma das teorias que mais obteve sucesso 
na explicação das ligações químicas, sendo ela quem 
provou que a molécula de oxigênio é paramagnética, 
em virtude de possuir dois elétrons desemparelhados 
nos orbitais antiligantes. 
Outro aspecto importante nesta teoria reside na 
definição de ordem de ligação, que leva em conta o 
preenchimento do orbital σs*, que possuindo caráter 
antiligante impede a formação da molécula, em 
função de possuir energia maior do que σs ligante, 
anulando a força de atração entre os átomos. É 
definida pela equação abaixo:
Ordem de Ligação= (elétrons ligantes – 
elétrons antiligantes) / 2 
Para melhor compreensão vamos utilizar a 
molécula de Neônio e Oxigênio: 
Ne: KK (σ)2 (σ*)² ( σ)² ( π)² ( π)² ( π*)² 
2ss 
xyzy( π*)² ( σ*)² 
zxComo: O.L= (e – e*)/2 
Logo: O.L.= (8 - 8)/2 = 0 
Como a ordem de ligação é zero não existe 
ligação, evidentemente a molécula de neônio 
não existe, é utilizada somente como uma 
molécula hipotética. O que já muda 
completamente no caso do oxigênio. 
O: KK (σ)2 (σ*)² ( σ)² ( π)² ( π)² ( π*)¹ 
2ss 
xyzy( πz*)¹ 
O.L.= (8 - 4)/2 = 2
Como a ordem de ligação é igual a 2 para o oxigênio, ele 
existe. O maior sucesso da teoria dos orbitais moleculares 
foi quando provou que esta é paramagnética, ou seja, ela é 
influenciada fortemente pela energia eletromagnética. 
Quando este é submetido a um campo magnético ele é 
atraído como se fosse um metal sendo atraído por ímã, 
porém em menor intensidade. 
Quando um MO ligante é ocupado pelos elétrons ele 
contribui para a estabilidade da molécula, porém quando o 
MO antiligante está ocupado ele contribui 
significativamente para que esta seja desestabilizada ou 
não exista. Para saber se uma molécula existe ou se é 
paramagnética basta utilizar o diagrama de população, e 
aplicar a equação de O.L. Para as moléculas 
heteronuclares (formadas por átomos difrentes utiliza-se a 
mesma idéia do TOM, por que no mais elas acabam por ter 
a mesma configuração das moléculas 
homonucleares(formadas por átomos iguais), assim como 
a configuração do CO2 é igual a do N2.
Bibliografia: 
Russel, J. B. Química geral. São Paulo: Makron Books, 2004. 
James Brady, Humiston Gerard E. QUÍMICA GERAL - 2ª EDIÇÃO. 
Mahan, B. M. Química: um curso universitário. 4a ed. São Paulo: 
Edgard Blücher, 2003. 
SHRIVER, DUWARD; ATKINS, PETER. Química inorgânica - 4ª 
edição. Porto Alegre, Bookman, 2008. 
LEE, J.D.. Química inorgânica não tão concisa – tradução da 4ª 
edição inglesa. São Paulo, Edgard Blücher, 1996.

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Teoria dos orbitais moleculares

  • 2. A teoria dos orbitais moleculares (TOM) surgiu como mais uma ferramenta para explicar a formação das ligações químicas, assim como, teoria da ligação de valência, hibridização. Porém tem suas bases amparadas pelas funções de ondas advindas da mecânica quântica a qual ofereceu todo o respaldo para essa teoria.
  • 3. Na verdade a TOM, simplesmente explica a existência do orbital na molécula, quando os orbitais atômicos (Aos) se unem eles desaparecem completamente originando 2 orbitais moleculares, o que da o direito a esta molécula de possuir uma nova configuração eletrônica. Um orbital é um lugar do espaço onde é provável que o elétron seja encontrado, sem dúvida esta é boa nova que nos trouxe a mecânica quântica, promovendo a combinação matemática das funções de onda dos AOs e como resultado obtém-se as novas funções de onda denominadas orbitais moleculares (MOs).
  • 4. Na verdade a TOM, simplesmente explica a existência do orbital na molécula, quando os orbitais atômicos (Aos) se unem eles desaparecem completamente originando 2 orbitais moleculares, o que da o direito a esta molécula de possuir uma nova configuração eletrônica. Um orbital é um lugar do espaço onde é provável que o elétron seja encontrado, sem dúvida esta é boa nova que nos trouxe a mecânica quântica, promovendo a combinação matemática das funções de onda dos AOs e como resultado obtém-se as novas funções de onda denominadas orbitais moleculares (MOs).
  • 5. OM Ler como Caráter Funções Origem σ Sigma Ligante Adição Combinação de orbitais 1s e 2px σ* Sigma asterisco Antiligante Subtração Combinação de orbitais 1s e 2px π Pi Ligante Adição Combinação de orbitais 2py e 2pz π* Pi asterisco Antiligante Subtração Combinação de orbitais 2py e 2pz
  • 6.
  • 7.
  • 8.
  • 9.
  • 10. As figuras acima são representações dos orbitais moleculares formados a partir da sobreposição dos orbitais atômicos e demonstram que no momento em que ocorre a combinação são originados outros 2 orbitais moleculares. O OM antiligante é originado da função de onda de subtração e este desestabiliza a ligação em virtude de possuir maior energia e menor densidade eletrônica em seu núcleo, do que o orbital ligante que originado da função de onda adição possui energia e elevada densidade eletrônica promovendo a ligação. É importante lembrar que essas representações fazem alusão às moléculas homonucleares, e toda vez que ocorrer a combinação de 2 AOs serão originados 2 OMs, sendo um ligante e outro antiligante. E evidentemente as figuras acima representam as energias relativas, e são repetidos propositalmente para mostrar que as sobreposições py-py e pz-pz são iguais, com difrença somente na orientação, acima de tudo mantendo a mesma energia.
  • 11. Após a combinação o AOs deixam de existir tornando-se OMs, e por conseguinte os orbitais resultantes devem ser preenchido por spins da mesma maneira, que preenchemos orbitais aos quais estamos habituados, seguindo procedimento de Aufbau que orienta a distribuir por sequência e não aos pares em cada orbital. A TOM é uma das teorias que mais obteve sucesso na explicação das ligações químicas, sendo ela quem provou que a molécula de oxigênio é paramagnética, em virtude de possuir dois elétrons desemparelhados nos orbitais antiligantes. Outro aspecto importante nesta teoria reside na definição de ordem de ligação, que leva em conta o preenchimento do orbital σs*, que possuindo caráter antiligante impede a formação da molécula, em função de possuir energia maior do que σs ligante, anulando a força de atração entre os átomos. É definida pela equação abaixo:
  • 12. Ordem de Ligação= (elétrons ligantes – elétrons antiligantes) / 2 Para melhor compreensão vamos utilizar a molécula de Neônio e Oxigênio: Ne: KK (σ)2 (σ*)² ( σ)² ( π)² ( π)² ( π*)² 2ss xyzy( π*)² ( σ*)² zxComo: O.L= (e – e*)/2 Logo: O.L.= (8 - 8)/2 = 0 Como a ordem de ligação é zero não existe ligação, evidentemente a molécula de neônio não existe, é utilizada somente como uma molécula hipotética. O que já muda completamente no caso do oxigênio. O: KK (σ)2 (σ*)² ( σ)² ( π)² ( π)² ( π*)¹ 2ss xyzy( πz*)¹ O.L.= (8 - 4)/2 = 2
  • 13. Como a ordem de ligação é igual a 2 para o oxigênio, ele existe. O maior sucesso da teoria dos orbitais moleculares foi quando provou que esta é paramagnética, ou seja, ela é influenciada fortemente pela energia eletromagnética. Quando este é submetido a um campo magnético ele é atraído como se fosse um metal sendo atraído por ímã, porém em menor intensidade. Quando um MO ligante é ocupado pelos elétrons ele contribui para a estabilidade da molécula, porém quando o MO antiligante está ocupado ele contribui significativamente para que esta seja desestabilizada ou não exista. Para saber se uma molécula existe ou se é paramagnética basta utilizar o diagrama de população, e aplicar a equação de O.L. Para as moléculas heteronuclares (formadas por átomos difrentes utiliza-se a mesma idéia do TOM, por que no mais elas acabam por ter a mesma configuração das moléculas homonucleares(formadas por átomos iguais), assim como a configuração do CO2 é igual a do N2.
  • 14.
  • 15. Bibliografia: Russel, J. B. Química geral. São Paulo: Makron Books, 2004. James Brady, Humiston Gerard E. QUÍMICA GERAL - 2ª EDIÇÃO. Mahan, B. M. Química: um curso universitário. 4a ed. São Paulo: Edgard Blücher, 2003. SHRIVER, DUWARD; ATKINS, PETER. Química inorgânica - 4ª edição. Porto Alegre, Bookman, 2008. LEE, J.D.. Química inorgânica não tão concisa – tradução da 4ª edição inglesa. São Paulo, Edgard Blücher, 1996.