A teoria dos orbitais moleculares (TOM) surgiu para explicar a formação de ligações químicas com base na mecânica quântica. Segundo a TOM, quando orbitais atômicos se unem eles desaparecem e dão origem a dois novos orbitais moleculares: um ligante e um antiligante. A combinação dos orbitais atômicos gera novas funções de onda denominadas orbitais moleculares.

1. 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

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.

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.