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Unifieo – Química Inorgânica II - Teoria do Orbital Molecular – prof MFPO 
 
Princípios Básicos: 
* Orbitais atômicos nas moléculas combinam-se para formar "orbitais moleculares", que estão 
espalhadas por mais de um átomo na molécula. 
*Alguns orbitais moleculares são de mais baixa energia do que os orbitais atômicos dos quais foram 
combinados (formados). Estes orbitais são chamados "orbitais ligantes" (“interferência construtiva”). 
* Outros orbitais moleculares podem possuir uma energia maior do que seus átomos de origem. Estes 
orbitais são chamados de "orbitais anti-ligantes" (“interferência destrutiva”). 
O número de elétrons é igual ao total de número de elétrons de valência para todos os átomos na 
molécula que são designados a esses conjuntos de orbitais moleculares. Assim como os orbitais nos átomos os 
elétrons são designados aos orbitais moleculares de acordo com o princípio de Pauli e a regra de exclusão de 
Hund. Com essas idéias em mente, nós podemos estabelecer o primeiro princípio da teoria do orbital molecular: 
o número de orbitais moleculares produzidos é sempre igual ao número de orbitais atômicos trazidos 
pelos átomos que são combinados. Para ver a conseqüência desse princípio de conservação do orbital, 
consideremos primeiramente a molécula de hidrogênio (H2). 
A subtração dos orbitais do elétron levam a um abaixamento da densidade do elétron na região de 
sobreposição dos orbitais, formando os orbitais moleculares “anti-ligantes”. 
É uma adição dos orbitais do elétron leva a um aumento na densidade eletrônica na região de 
sobreposição, formando os orbitais “ligantes”. 
 
Os orbitais moleculares estão em azul na figura ao lado, e podem representar uma ligação sigma () ou 
uma pi (). Os orbitais moleculares anti-ligantes utilizam a mesma representação, porém com o símbolo de 
asterisco (*) para diferenciá-lo de um orbital molecular ligante. 
As figuras abaixo representam a sobreposição de orbitais atômicos p, formando respectivamente 
ligações sigma e pi, ligantes e anti-ligantes. 
Os orbitais ligantes possuem menor energia que os orbitais anti-ligantes, pois os primeiros estabilizam a 
molécula ao se formarem, e os últimos desestabilizam quando se formam. 
 
 
 
Configurações eletrônicas e propriedades moleculares 
• Dois tipos de comportamento magnético: 
• Paramagnetismo (elétrons desemparelhados na molécula): forte atração entre o campo 
magnético e a molécula; 
• Diamagnetismo (sem elétrons desemparelhados na molécula): fraca repulsão entre o campo 
magnético e a molécula. 
• O comportamento magnético é detectado determinando-se a massa de uma amostra na presença e na 
ausência de campo magnético 
• Grande aumento na massa indica paramagnetismo, pequena diminuição na massa indica diamagnetismo. 
 
• Experimentalmente, o O2 é paramagnético. 
• A estrutura de Lewis para o O2 não mostra elétrons desemparelhados. 
• O diagrama de OM para o O2 mostra dois elétrons desemparelhados no orbital *2p. 
• Experimentalmente, o O2 tem uma curta distância de ligação (1,21 Å) e a alta energia de entalpia (495 
kJ/mol). Isto sugere uma ligação dupla. 
 
Exercícios de Orbitais Moleculares 
1- Considere o diagrama de níveis de energia abaixo. 
 
Com base na configuração eletrônica dos orbitais moleculares das espécies gás oxigênio, íon peróxido (O22) e íon 
dioxigenilo (O2+), é correto afirmar que: 
(a) A molécula de oxigênio é diamagnética 
(b) A ligação química no íon peróxido é mais fraca que no íon dioxigenilo 
(c) As três espécies químicas do oxigênio são paramagnéticas 
(d) O íon peróxido tem dois elétrons desemparelhados 
(e) No íon dioxigenilo a ordem de ligação é igual a um. 
2- Considere a configuração eletrônica da molécula de óxido nítrico: [(1s)2 (*1s)2 (2s)2 (*2s)2 
(2p)2(2p)4(*2p)1] e o processo de ionização ao lado: NO  NO+ + 1 elétron 
De acordo com o modelo da Teoria dos Orbitais Moleculares, as conseqüências dessa ionização na ordem e no 
comprimento da ligação, respectivamente, são: 
 Ordem de ligação Comprimento da ligação 
(a) Aumenta Aumenta 
(b) Aumenta Diminui 
(c) Aumenta Não se altera 
(d) Não se altera Diminui 
(e) Diminui Aumenta 
3- A configuração eletrônica do íon superóxido (O2-), no estado fundamental, é: [(1s)2 (*1s)2 (2s)2 (*2s)2 
(2pz)2(2px)2(2py)2(*2px)2(*2py)1]. O modelo da Teoria dos Orbitais moleculares permite fazer, 
respectivamente, as seguintes previsões em relação à ordem de ligação oxigênio-oxigênio e ao comportamento 
magnético do íon: 
(a) 1; paramagnético. 
(b) 1; diamagnético 
(c) 1,5; paramagnético. 
(d) 2; paramagnético. 
(e) 2; diamagnético 
4- Explique em termos de orbitais moleculares por que a ligação CF+ é mais curta que a ligação CF. 
5- Escreva a configuração eletrônica do íon H2- em termos de orbitais moleculares. Qual a ordem de ligação 
deste íon? 
6- Determine a ordem de ligação e determine qual espécie tem a ligação mais forte: a) F2 ou F2 - b)B2 ou B2+. 
7- Os cátions O2+ e N2+ são componentes importantes da atmosfera terrestre superior. Considere o diagrama de 
níveis de energia dos orbitais moleculares apresentados abaixo. 
 
Com base na configuração eletrônica dos orbitais moleculares é correto afirmar. 
(a) os dois cátions são diamagnéticos. 
(b) No cátion O2+ a ordem de ligação é 3,5 e ele é paramagnético 
(c) O cátion O2+ tem dois elétrons desemparelhados 
(d) No cátion N2+ a ordem de ligação é 2,5 e ele é paramagnético 
(e) Nos cátions N2+ e O2+ a ordem de ligação é 3,0. 
8- Desenhe um diagrama de níveis de energia de orbital molecular e determine a ordem de ligação esperada 
para cada uma das seguintes espécies mostradas a seguir. Estabeleça se cada molécula ou íon terá caráter 
paramagnético ou diamagnético. Se for paramagnético, fornecer o número de elétrons não-emparelhados. 
a) Li2 b) Li2+ c) B2- d) B2+ 
9- O Be2 não existe. Porém, o que dizer do íon Be2+? Descreva a configuração eletrônica deste íon, em termos de 
orbitais moleculares e dê a ordem de ligação. É possível a existência deste íon? 
10- O íon hidrogênio, H2+, pode ser detectado espectroscopicamente. Dê a configuração eletrônica de um íon em 
termos dos orbitais moleculares. Qual a ordem de ligação no íon? A ligação hidrogênio-hidrogênio é mais 
forte ou mais fraca no H2+ que no H2? 
11- Assumindo que o eixo de ligação é o eixo x, faça um esboço dos diagramas de contorno de orbitais 
moleculares ligantes e antiligantes formados pela superposição de cada um dos seguintes pares de orbitais 
atômicos: a) 1s + 1s; b) 2s + 2s; c) 2px + 2px; d) 2py + 2py 
12- Explique em termos de orbitais moleculares por que a ligação CF+ é mais curta que a ligação CF. 
13- Admitindo que seja possível usar o diagrama de níveis de energia das moléculas diatômicas homonucleares 
para as moléculas diatômicas heteronucleares, responda as seguintes questões para o CO. 
a) Escreva a configuração eletrônica para o monóxido de carbono. 
b) Qual o orbital molecular de energia mais alto ocupado (HOMO)? 
c) A molécula é diamagnética ou paramagnética? 
d) Qual o número de elétrons s e p? Qual a ordem da ligação? 
Referências: 
KOTZ, John C.; TREICHEL JUNIOR, Paul M.. Química Geral e Reações Químicas. Tradução da 5a edição norte-americana São Paulo: Pioneira 
Thomson Learning, 2005. 
BROWN, Theodore L. et al. Química: A Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil Ltda, 2005.