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P1: Começaremos discutindo a origem da matéria no sistema solar para depois considerar o desenvolvimento da estrutura atômica e do comportamento dos elétrons nos átomos. Introduziremos a teoria quântica qualitativamente e usaremos seus resultados para interpretar propriedades dos elementos da tabela periódica. Estudos das ligações iônicas e alguns compostos iônicos cristalinos. 
Partículas subatômicas 
Acreditando-se que as temperaturas imediatamente após o Big Bang eram da ordem de 109 K, as partículas fundamentais produzidas na explosão tinham energia cinética demais para se unirem nas forças que conhecemos hoje. Entretanto, à medida que o universo se expandia, resfriava-se, e as partículas moviam-se cada vez mais lentamente. Dessa forma, elas logo começaram a se agrupar sob a influência de várias forças. Em particular, a força nuclear forte, uma força atrativa poderosa, de curto alcance e que atua entre núcleons uniu essas partículas dentro do núcleo. À medida que a temperatura decaiu mais ainda, a força eletromagnética, uma força relativamente fraca, de longo alcance, e que atua entre cargas elétricas, uniu elétrons aos núcleos para formar átomos. Inicialmente, a maioria da matéria estava na forma de H (89%) ou He (11%). 
Nucleossíntese Estelar 
As primeiras estrelas resultaram da condensação gravitacional de nuvens de átomos de H e He. Os elementos químicos de número atômico até 26 (leves) são produtos das reações de fusão nuclear, que se iniciaram no interior das estrelas à medida que os núcleos se aproximavam (devido a tal força forte). Os elementos mais pesados, dentre estes, são produzidos em quantidades significativas quando a queima de H é completa, e o colapso do centro da estrela faz com que a densidade e a temperatura aumentem drasticamente -sob essas condições extremas, a queima do hélio torna-se possível e posteriormente a produção do nuclídeo de 12C6: 8Be + α → 12C + ϒ.
Os elementos mais pesados são produzidos por uma variedade de processos que consomem energia e incluem a captura de nêutrons livres. Sob condições de intenso fluxo de nêutrons, como em uma supernova, um dado núcleo pode capturar uma sucessão desses e tornar-se progressivamente um isótopo mais pesado. Entretanto, chegará um momento no qual o núcleo expulsará um elétron como uma partícula β e formará assim um novo elemento (que por sua vez dará continuidade ao processo de formação). 
Em resumo: Os elementos leves foram formados através de reações nucleares nas estrelas a partir do H e do He primitivos enquanto que os nuclídeos mais pesados são formados por processos que incluem captura de neutros e subsequente decaimento β. O número de massa total e a carga global são conservados nas reações nucleares; uma elevada energia de ligação significa um núcleo estável. 
Espectroscopia
	O crescimento da lista de elementos foi, em parte, resultado do desenvolvimento da Espectroscopia Atômica, na qual átomos de um elemento particular, excitados termicamente, emitem radiação eletromagnética com um padrão único de frequências. As radiações eletromagnéticas se propagam no vácuo com a mesma velocidade que a velocidade da luz, , de forma que: ; onde é a frequência emitida. As várias radiações eletromagnéticas juntas constituem o espectro eletromagnético (o hidrogênio possui, obviamente, o espectro mais simples).
Planck sugeriu que a energia perdida pela emissão de radiação é descontinua (quantizada) e definiu: ; em que é a famosa cte de Planck. Einstein, estendendo as ideias de Planck para explicar o efeito fotoelétrico, propôs que a radiação se propaga na forma de “pacotes de energias”: fótons. Cada fóton corresponde a uma quantidade de energia dado por: , de forma que a energia cinética do elétron será a diferença entre e a energia necessária para removê-lo. Mas coube a Bohr, a grande contribuição para a quantização à estrutura atômica; ele percebeu que somente certas mudanças de energia são possíveis dentro do átomo. Assim, as energias permitidas para o elétron, em dado nível, são dadas por:; onde R = cte de Rydberg e é um número inteiro característico de cada órbita. Essa equação é especifica para átomos hidrogenóides (átomos com apenas um elétron). A Energia potencial do elétron é sempre menor do que zero e o valor zero da energia corresponde à situação em que o elétron e o núcleo estão bastante separados (n =∞).
A série com =1 é chamada série de Lyman e encontra-se no ultravioleta. A série com =2 é chamada de série de Balmer e situa-se na região visível. As séries de infravermelho incluem =3 e =4 e são chamadas séries de Paschen. 
	Observações espectroscópicas de átomos de H sugerem que um elétron pode ocupar somente certos níveis de energia e que a emissão de frequências discretas de radiação eletromagnética ocorre quando um elétron faz uma transição entre estes níveis.
Introdução à Mecânica Quântica e quantização
Louis de Broglie sugeriu que o elétron se comporta, além de partícula, como onda também, ou seja, que o elétron tem uma natureza dual (dualidade onda-partícula) bem como a radiação eletromagnética. Assim, a energia do fóton se aplica tanto para radiação quanto para matéria, a partir disso Broglie relaciona o comprimento de onda com a quantidade de movimento da forma:. Uma consequência imediata da dualidade é a impossibilidade de se saber o momento linear e a localização do elétron simultaneamente → Princípio da incerteza de Heisenberg: o produto da incerteza no momento pela incerteza da posição não pode ser menor que uma quantidade da ordem de grandeza da cte de Planck.
Schrodinger formulou uma equação para descrever partículas em sistemas quânticos, que levou em conta a dualidade onda-partícula e considerou o movimento dos elétrons nos átomos. Para isso ele introduziu a função de onda psi Ψ. Uma função de onda contém todas das informações dinâmicas possíveis do elétron, incluindo onde ele está e o que está fazendo. A quantização da energia, o fato de que um elétron em um átomo só pode possuir certos valores de energia, é uma consequência natural da equação de Schrodinger. A probabilidade de se encontrar um elétron em uma dada localização é proporcional ao quadrado da função psi nesse ponto. A quantidade Ψ² é chamada de densidade de probabilidade do elétron, ou seja, há uma grande probabilidade de se encontrar o elétron onde Ψ² é grande e vice-versa. 
	A função de onda de um elétron em um átomo hidrogenóide é chamada orbital atômico. Cada uma das funções de onda obtidas pela resolução da equação de Schrodinger para, um átomo hidrogenóide, é especificada por um único conjunto de três números inteiros e mais um, chamados números quânticos. Estes números são designados por: 
: número quântico principal. Especifica a energia. Define uma série de camadas do átomo (conjunto de orbitais com o mesmo valor de e, portanto, mesma energia). 
 número quântico secundário. Indica o momento angular (velocidade na qual o elétron circula em torno do núcleo) e também, a forma do orbital. 
Os orbitais pertencentes a cada camada são classificados em subcamadas e diferenciados por tal que: 
 número quântico magnético. Indica a orientação do orbital (horário ou anti-horário). . Uma subcamada consiste em 2 +1 orbitais individuais, os quais são diferenciados pelo número quântico .
 relacionado ao momento angular intrínseco. Pode assumir somente dois valores tais que: representa “spin pra cima” (giro no sentido anti-horário) e assim , e representa “spin pra baixo” (giro no sentido horário) e assim. 
Resulta, pois, que os orbitais têm também o significado físico de regiões do espaço, que podem ser ocupadas pelos elétrons, cujas energias são determinadas, como vimos, pelo número quântico principal.
Em resumo: Elétrons podem se comportar como partículas ou ondas; a resolução da equação de Schrodinger fornece as funções de onda que descrevem a localização e as propriedades dos elétrons nos átomos. A probabilidade de se encontrar um elétron em uma dada localização é proporcional a Ψ². As psis tem regiões deamplitude positivas e negativas e podem sofrer interferências com outras funções. 
 Podem ser observados ainda sinais nos lobos dos orbitais. Eles são os sinais algébricos das funções de onda. O sinal da função é importante quando duas funções de onda se espalham em uma mesma região e interagem de forma construtiva ou destrutiva → a interferência das funções de onda é de grande importância na explicação da ligação química.
As regiões onde as funções de onda passam pelo zero (Ψ=0) são chamadas de nós; um orbital tem amplitude diferente de zero no núcleo; todos os outros orbitais (aqueles com ) desaparecem no núcleo, ou seja, embora um elétron 1 possa ser encontrado no núcleo, um elétron em qualquer outro orbital não será encontrado lá. Um orbital tem nós radiais. Um elétron não será encontrado em qualquer lugar do nó ou plano nodal (um plano nodal corta o núcleo e separa as regiões de sinais positivos e negativos da função de onda). Toda vez que há um nó, a amplitude Ψ da vibração (e, portanto, a própria função) muda de sinal.
 A superfície é denominada superfície limite do orbital se define a região do espaço dentro da qual há uma alta probabilidade de encontrar-se o elétron. Superfícies limites dos orbitais vide desenho:
 
1. Os orbitais têm simetria esférica. E não possuem plano nodal.
2. Os orbitais têm a forma de halteres e são constituídos por dois lobos orientados em cima dos eixos cartesianos. Cada orbital tem um plano nodal perpendicular ao eixo segundo o qual ele se orienta.
3. Três dos orbitais ( xy, xz, yz) têm seus lobos orientados segundo as bissetrizes dos eixos; o orbital 3dx²-y² tem os lobos em cima dos eixos x e y; o orbital 3dz² tem dois lobos na direção do eixo z e um toróide de revolução segundo o plaxo xy. Os quatro primeiros orbitais têm dois planos nodais mutuamente perpendiculares enquanto que a região nodal do último é uma superfície cônica de revolução.
Há ainda outras três formas de representação dos orbitais: gráficos de Ψ/Ψ² em função do raio; diagramas de "nuvens de densidade eletrônica" -mostram como a densidade de probabilidade varia no espaço em torno do núcleo: quanto mais escura uma região, maior a densidade de probabilidade- e mapas de densidade eletrônica constante. Todavia, a forma em superfícies limites é a mais utilizada.
Átomos poli eletrônicos 
Para a maior parte da química inorgânica nos apoiamos na aproximação orbital, na qual cada elétron ocupa um orbital atômico que se assemelha àqueles dos átomos hidrogenóides. Quando dizemos que um elétron ocupa um orbital atômico, queremos dizer que ele é descrito pela função de onda correspondente. 
A configuração do estado fundamental (estado de menor energia) de um átomo é uma listagem dos orbitais que seus elétrons ocupam nesse estado. Princípio da exclusão de Pauli: “Somente dos elétrons podem ocupar um único orbital e, se for o caso, seus spins devem estar emparelhados”. Emparelhado é simbolizado pelo par , ou seja, dois elétrons não podem ter os mesmo quatro números quânticos em um átomo. 
Verificou-se empiricamente que os subníveis são preenchidos segundo os valores crescentes da soma ; quando há dois ou mais subníveis com a mesma soma, a ordem é aquela de crescente. Assim, a ocupação dos orbitais atômicos segue a ordem 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p .... Orbitais degenerados são primeiramente ocupados unicamente antes de serem duplamente ocupados; todavia, certas modificações na ordem de ocupação ocorrem para orbitais e , por causa da maior estabilidade de subníveis preenchidos exatamente pela metade ou totalmente preenchidos. Regra de Hund: “Quando mais de um orbital possuir a mesma energia, os elétrons ocuparão orbitais separados, mantendo seus spins desemparelhados”.
 Os blocos da tabela periódica refletem a identidade dos orbitais que são ocupados no processo de preenchimento uma vez que os elementos podem ser classificados de acordo com o último subnível ocupado. Se for um subnível ou , o elemento é dito representativo; se for , o elemento é de transição e se for é classificado como lantanídeo () ou actinídeo (). O número do período é o número quântico principal da camada de valência. O número do grupo (1-18) está relacionado com o número de elétrons de valência. 
Os orbitais de átomos poli eletrônicos são, porém, menores, devido às cargas nucleares mais elevadas que aumentam a atração eletroestática núcleo-elétron. A redução da verdadeira carga nuclear para a carga nuclear efetiva pelos outros elétrons é chamada de blindagem eletrônica tal que ; onde Z é o número atômico (carga nuclear) e S é a constante de blindagem. Para o cálculo da conste de blindagem deve-se prosseguir com as Regras de Slater. Quanto mais um elétron se aproximar do núcleo mais próximo será o valor de , em relação a Z, uma vez que o elétron será menos repelido pelos outros elétrons presentes no átomo. A carga nuclear efetiva explica a ordem da configuração eletrônica: podemos concluir que um elétron 2s tem uma energia menor (está ligado mais firmemente) do que um elétron 2p e, portanto, o orbital 2s será ocupado antes do orbital 2p e assim sucessivamente, produzindo a configuração eletrônica do átomo. Como resultado da penetração e da blindagem, a ordem de energia em átomos poli eletrônicos é normalmente 
Em resumo: A configuração eletrônica do estado fundamental é uma especificação da ocupação dos orbitais de um átomo no seu estado de menor energia. O princípio de exclusão proíbe que os mais de dois elétrons ocupem um único orbital e a regra de Hund direciona a ordem de ocupação. Ambas essas citações foram introduzidas e utilizadas para chegar-se às configurações eletrônicas atuais. A carga nuclear sentida por um elétron é reduzida devido ao efeito de blindagem. 
Propriedades periódicas
	Umas das propriedades mais úteis de um elemento é o tamanho de seus átomos e íons. Considerações geométricas são de importância capital para explicar as estruturas de muitos sólidos e moléculas individuais. Além disso, a distância média dos elétrons ao núcleo de um átomo está relacionada com a energia necessária para removê-los. Podemos esperar de alguma forma que átomos com muitos elétrons sejam maiores do que os que têm poucos. Os raios atômicos aumentam à medida que se desce em um grupo e que eles diminuem da esquerda para a direita ao longo de um período: . Uma outra característica geral que se percebe é que todos os ânions são maiores do que os átomos originais e todos os cátions, menores. Isso se deve respectivamente a uma repulsão elétron-elétron e uma diminuição da (que “dilata” o átomo); a uma repulsão elétron-elétron e um aumento da (que “comprime” o átomo). 
	A facilidade com que um elétron pode ser removido de um átomo em fase gasosa é medida pela sua energia de ionização. Os elementos que possuem pequenos raios atômicos geralmente têm grande energia de ionização quanto maior a carga positiva de uma espécie, maior a energia necessária para remover o elétron. Portanto, como é possível remover mais de um elétron, as energias de ionização sucessivas requerem energias cada vez maiores. A energia de ionização segue um padrão oposto ao raio atômico:. Em contrapartida à essa energia, define-se afinidade eletrônica: energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo no estado gasoso:. De acordo com a convenção termodinâmica, as afinidades eletrônicas, por serem em geral processos exotérmicos, devem ser negativas. 
	Dito isso, apenas os elétrons externos (elétrons de valência) participam das ligações químicas.
	A eletronegatividade de um elemento é a capacidade que um átomo tem de atrair elétron para si quando faz parte de um composto. Se um átomo tem uma forte tendência de adquirir elétrons diz-se que ele é “altamente eletronegativo”. As tendências periódicas na eletronegatividade podem ser relacionadas com o tamanho dos átomos e com as configurações eletrônicas. Aumentam da esquerda para a direita ao longo de um período e diminuem ao descermos num grupo:.
Mullikenobservou que se um átomo possui uma alta energia de ionização e uma alta afinidade eletrônica então ele terá uma maior capacidade de adquirir do que de perder elétrons quando fizer parte de um composto, ou seja, será classificado como eletronegativo. E vice-versa.
Ligações Iônicas
Prosseguiremos agora tentando compreender como as ligações químicas e as geometrias das espécies podem também ser relacionadas às configurações eletrônicas dos átomos. Nas substâncias iônicas, há uma "transferência de elétrons" de um átomo para o outro. Aquele que perde elétrons transforma-se num cátion, enquanto o átomo que os ganha torna-se um ânion. 
A estabilidade dos compostos iônicos é devida à energia de interação eletrostática entre os íons de cargas opostas, dada por: ; onde é a carga do elétron, é a cte dielétrica do vácuo, A é a cte de Madelung e r é a separação entre os íons. A energia será negativa, conforme esperado, uma vez que a energia potencial do sistema diminui para interações favoráveis. Entretanto, a repulsão entre nuvens eletrônicas, desprezível a distâncias maiores, cresce exponencialmente e torna-se significativa a partir de certa separação entre os íons de cargas opostas. Assim, uma componente de energia repulsiva, cuja origem está na interpenetração das nuvens, pode ser calculada por: ; onde B é uma cte e é o chamado expoente de Born. Os expoentes de Born podem ser obtidos tabelados, entretanto Pauling sugeriu valores aproximados, relacionando-os à configuração eletrônica por gás nobre. Vide tabela: 
Há, portanto, duas contribuições para a energia de interação total do par de íons tal que . A energia de rede é aquela liberada quando um número apropriado de íons gasosos é reunido para formar um mol do sólido iônico correspondente, a 0K. Ou seja, a energia de rede nada mais é que a Etotal do sistema par-iônico para um mol de composto e é dada pela equação de Born-Landé: 
Os compostos iônicos são maus condutores de eletricidade no estado sólido, mas ótimos condutores quando fundidos ou dissolvidos. A condução pode ser explicada pela presença de íons que submetidos a um campo elétrico, movimentam-se estabelecendo a corrente elétrica. Outras propriedades características dos compostos iônicos são seus elevados pontos de fusão e de ebulição. Os compostos iônicos apresentam-se como substâncias duras, porque as interações que mantêm os íons juntos são extremamente fortes. Vale dizer que compostos iônicos dificilmente se dissolvem em solventes apolares!
Nas substâncias iônicas, cátions e ânions distribuem-se regularmente no espaço, formando redes cristalinas, em que as interações atrativas são maximizadas e as repulsivas, minimizadas. Em qualquer estrutura, pode ser escolhida uma célula unitária, definida como a menor unidade do cristal que possui toda a sua simetria. Consideraremos quatro tipos de estruturas cristalinas iônicas mais comuns:
Estrutura do cloreto de césio:
A célula unitária do CsCl é cúbica: um dado íon (ou o césio ou o cloreto) ocupa o centro do cubo e os contraíons (íons de carga oposta) situam-se nos vértices. Assim, o íon do centro pertence inteiramente à célula considerada, já que está todo dentro dela. O mesmo não ocorre com os íons dos vértices, que são compartilhados pelos cubos vizinhos. Cada íon do vértice é compartilhado por oito cubos adjacentes -> Número de coordenação NC = 8. Saber desenho.
Estrutura do cloreto de sódio:
A estrutura do NaCl também possui uma célula unitária cúbica: um dado íon localiza-se no centro de um octaedro regular e os respectivos contraíons, nos seus vértices. 	Dessa forma, a coordenação é octaédrica e NC =6 para cátions e ânions. Saber 	desenho.
Estrutura da fluorita:
A célula unitária da fluorita, CaF2, pode ser escolhida de dois modos diferentes, pois diferentemente das anteriores, as posições dos cátions e ânions não são equivalentes. A coordenação do cátion é cúbica, NC =8 e a do ânion é tetraédrica, NC=	4.
Estrutura do rutilo:
A célula unitária da estrutura do TiO2 é diferenciada, retangular, e também não possui posições equivalentes para os íons. Os números de coordenação têm os valores respectivos para cátions e ânions de 6 (octaédrica) e 3(trigonal plano). Saber desenho.
Um arranjo de íons será mais estável na medida em que espécies de mesma carga não fiquem em contato. Existe, pois, um valor mínimo para o quociente , abaixo do qual um dado tipo de coordenação deixa de ser estável. Por considerações geométricas, podem-se obter relações limites para algumas coordenações:
 
P2: Inicialmente formularemos diagramas de energia segundo a TOM para as moléculas de O2 e F2, N2 e Li2 e C2, CO2, HF, H2Be, NO e O3. Analisaremos os ligantes sob o ponto de vista de sua estrutura; aspectos mais importantes da estereoquimica dos complexos; nomenclatura e a ligação química nos compostos de complexação. Discutiremos, por fim, uma terceira teoria de orbital abordada: TCC. 
CAP 5 FINAL
Os orbitais moleculares
	Cada elétron numa molécula é também descrito por uma função de onda, a ser obtida da equação de Schrodinger. Os orbitais moleculares são, portanto, em muitos aspectos, semelhantes aos orbitais atômicos mas com a grande diferença de que são policêntricos, devido à presença de mais de um núcleo. Os elétrons das ligações moleculares não permanecem localizados entre dois átomos, mas ficam espalhados por toda a região sujeita ao campo elétrico dos núcleos. Assim, nas moléculas, os elétrons estão deslocalizados por todos os átomos presentes, formando uma ligação policêntrica (ou covalente).
Pode-se dizer que uma ligação covalente se forma quando dois orbitais externos de mais de um átomo se superpõem, de modo a concentrar densidade eletrônica entre os núcleos. Quando isso ocorre, a energia total do sistema diminui e a molécula resultante é estável. E tendo presente o comportamento ondulatório do elétron, a superposição de orbitais pode ser entendida como um fenômeno de interferência. 
Devido a esse aumento de densidade eletrônica na região internuclear, a energia do orbital molecular resultante é mais baixa do que as dos orbitais atômicos originais e ele é denominado, então, orbital molecular ligante (OML). Agora quando há uma diminuição de densidade eletrônica na região internuclear, o que não é energeticamente favorável, o orbital molecular resultante é denominado antiligante (OMAL). Se elétrons ocupam um OML haverá um consequente aumento na atração elétron-núcleo, o que o diminui a energia do sistema, estabilizando-o. Ao contrário, a ocupação de OMALs leva a uma repulsão núcleo-núcleo. Portanto, para uma molécula estável, é necessário ter mais elétrons dispostos em OMLs do que em OMALs.
A superposição de orbitais é mais geralmente visualizada através de gráficos de superfícies limites e fica evidente a importância dos sinais algébricos das funções de onda. Para os orbitais s, o lobo externo é sempre considerado positivos e para 3dz², são positivos os lobos orientados segundo o eixo z. Isto posto; se dois orbitais estão a uma distância infinita um do outro, a sua superposição não ocorre. Quando se aproximam, eles se sobrepõem e formam um OML (superposição positiva) e outro OMAL (superposição negativa). A superposição será positiva se ocorrer uma combinação de funções de onda de mesmo sinal e negativa se os sinais forem opostos. 
Quando orbitais atômicos se combinam eles passam a compartilhar uma região do espaço. Se a superposição entre os orbitais é positiva, os lobos envolvidos se fundem e formam um lobo único no orbital molecular resultante. Se a superposição é negativa, não ocorre a fusão, na verdade, surge um plano nodal entre os lobos e a densidade eletrônica na região internuclear acaba diminuindo. 
Obs: As regiões nodais já existentes nos orbitais atômicos persistem nos orbitais moleculares.
Obs: Qualquer OMAL possui um plano nodal perpendicular ao eixo internuclear e situado entre os núcleos. 
Existem, ainda, as superposições nulas. Uma primeira possibilidade de formação desse tipo de orbital molecular é no caso dehaver uma simetria não apropriada entre os orbitais. A segunda, é no caso em que os orbitais atômicos estão muito longe um do outro, ou seja, quando suas energias são muito diferentes ou quando eles não pertencem ao nível de valência. Se os orbitais não se sobrepõem de modo algum, conclui-se que eles conservam basicamente suas características de orbitas atômicos. Eles podem ser chamados de orbitais moleculares não ligantes (OMNL), uma vez que não contribuem significativamente nem a favor da ligação nem contra ela.
Da combinação de orbitais atômicos resultam, pois, os orbitais moleculares, cada qual com a sua energia característica e respeitando as condições para formação. E então, como nos orbitais atômicos, os orbitais moleculares são ocupados pelos elétrons segundo a ordem crescente de suas energias, respeitando os princípios de Pauli e a regra de Hund.
Orbitais moleculares que são cilindricamente simétricos em relação ao eixo internuclear (resultam das chamadas superposições frontais) são designados por sigma, podendo ser ligante δ ou antiligante δ*. Em contraste (resultando de superposições laterais dos orbitais atômicos), podem ser designados por pi, podendo ser ligante π ou antiligante π*.
Teorema do Orbital Molecular: TOM
Quanto mais próximos os núcleos dos átomos ficam um do outro, tanto mais se superpõem os orbitais e menor torna-se a energia do sistema. Há, todavia, um limite para a aproximação, a partir do qual passa a dominar a repulsão entre os núcleos. Existe pois uma separação de equilíbrio, que é o comprimento da ligação, ao qual corresponde uma energia mínima: energia de ligação. 
As energias relativas dos orbitais atômicos e moleculares podem ser convenientemente representadas através do diagrama de níveis de energia. Os diagramas ajudam a visualizar o processo de remoção ou adição de elétrons. A formação da molécula leva a uma diminuição da energia do sistema, já que os elétrons passam a ocupar um orbital mais estável. Os orbitais, atômicos ou moleculares, considerados mais estáveis são aqueles situados mais abaixo nos diagramas de níveis de energia, ou seja, aqueles com energias mais negativas.
Com relação a esses diagramas de energias podemos notar que somente os orbitais de valência são explicitados, uma vez que só estes participam das ligações. Vemos ainda que o número de OMLs é sempre igual ao número de OMALs e que o número total de orbitais moleculares é igual ao número total de orbitais atômicos. 
 E de acordo com a TOM, a ordem de ligação é igual a metade da diferença entre os números de elétrons que ocupam OMLs e o número de elétrons que ocupam OMALs: OL = . Para espécies semelhantes, geralmente, quanto maior a ordem de ligação, tanto maior a sua energia e tanto menor seu comprimento. A previsão dos comprimentos de ligação deve ser feita com cuidado, uma vez que eles também dependem da carga da espécie: o comprimento diminui à medida que a carga positiva aumenta. 
As substâncias ditas diamagnéticas são fracamente repelidas por um campo magnético. Essa propriedade está associada à presença de elétrons emparelhados na molécula. Por outro lado, há as substâncias paramagnéticas, que carregam elétrons desemparelhados. Quanto maior for o número de elétrons desemparelhados tanto mais forte será seu paramagnetismo.
O tratamento pela teoria dos orbitais moleculares de moléculas poliatômicas, em geral, é bem mais complexo, mas para descrevê-lo a alguns exemplos simples poderemos utilizar a mesma abordagem usada em espécies diatômicas, assim esquematizada: 
Identificar os orbitais atômicos de valência; 
Decidir sobre a formação de OMNLs através de considerações de simetria ou energia;
Combinar os orbitais atômicos restantes, de modo a obter um número máximo de OMLs e os correspondentes OMALs; 
O eixo z é, por convenção, o eixo internuclear.
É oportuno comparar a descrição de moléculas e íons pela TOM e pelas estruturas de Lewis. Não se trata de definir qual modelo é mais correto, na verdade, cada um tem uma utilidade ou é de mais fácil aplicação em determinada circunstância. A tabela sintetiza o que foi abordado:
Complexos de coordenação
	As propriedades peculiares apresentadas pelos metais de transição decorrem da existência de um subnível d parcialmente preenchido na camada de valência desses elementos. Os complexos de metais de transição são de muita importância no âmbito da Química e desempenham papéis de extrema relevância em campos que vão desde a biologia e a medicina à agricultura e metalurgia.
	Não é possível dar uma definição exata do que é um composto complexo, podemos dizer que ele apresenta uma espécie central: que pode ser um cátion, um ânion ou um átomo neutro; ligada a íons ou moléculas, denominadas ligantes. E ainda, para definição, uma proposição fundamental: os metais têm uma valência primária, identificada por número de oxidação, e uma valência secundária, que corresponde ao número de coordenação.
	A formação de um complexo pode ser vista, em muitos casos, como uma reação ácido-base de Lewis, em que os ligantes são doadores de pares de elétrons (bases de Lewis) e a espécie central é a receptora (ácido de Lewis). Desde que um complexo seja iônico sua carga deve ser balanceada por um ou mais íons de carga oposta, denominados contraíons; assim, a espécie neutra - sal complexo - será constituída.
	Para os ligantes, nos concentraremos na sua classificação estrutural em que o critério é o número de ligações à espécie central, que podem ser feitas por um ou mais átomos. Se a ligação for feita através de apenas um átomo, o ligante é denominado monodentando; se for por dois átomos, o ligante é bidentado, e assim sucessivamente. E o átomo através do qual uma ligação se faz é o átomo doador, tal que o número total de átomos doadores ligados à espécie central é o seu número de coordenação. 
NC = 2: São complexos lineares e praticamente se restringem aos cátions Cu+, Ag+, Au+ e Hg+2, todos de configuração eletrônica d10
NC = 4: Podem ser tetraédricos ou quadráticos. Os complexos quadráticos são característicos dos metais de transição cuja configuração eletrônica é d8 ou s1d7 e os outros, geralmente ocorrem com os metais representativos ou os de transição que não satisfazem a forma quadrática. 
NC = 5: Envolve complexos cujas geometrias limites são a piramidal quadrática e bipiramidal trigonal. A diferença de energia entre essas duas formas não é grande pois uma pirâmide de base quadrada pode resultar da deformação de uma bipiramide – ou vice-versa. 
NC = 6: Os complexos com esse número de coordenação são os mais numerosos entre todos. Sua geometria é octaédrica 
Nomenclatura de alguns ligantes comuns:
No caso geral a dar-se nome para complexos:
Inicia-se com o ligante, depois se nomeia a espécie central seguida do seu número de oxidação, indicado em romano e entre parênteses. 
Não se deixam espaços em branco entre uma palavra e outra no nome do complexo.
Os prefixos di, tri, tetra, penta, etc. são usados para indicar o número de ligantes idênticos presentes.
Em complexos catiônicos ou neutros, a espécie central conserva seu nome inalterado.
Em complexos aniônicos, a espécie central recebe o sufixo ato.
Complexos que envolvem ligantes que têm nomes compostos ou nomes que já possuam prefixos numéricos, usam-se os prefixos multiplicativos bis,tris, tetraquis, etc. (para evitar ambiguidade). E ainda, o nome do ligante deve ser escrito entre parênteses.
Quando ocorrem ligantes diferentes em um mesmo complexo, eles são listados, tanto na fórmula quanto no nome, em ordem alfabética.
A indicação de isômeros é feita pelo prefixo indicativo de isômero seguido de hífen anteriormente ao nome do complexo. 
A notação e nomenclatura de sais complexos não diferem daquelas dos sais comuns. 
Os complexos que tem anéis em sua estrutura são chamados de quelatos, nos quais os ligantes polidentados são em geral chamados de agentes quelantes. Complexos quelatos são mais estáveis, com relação à dissociação, do que aqueles com ligantes monodentados semelhantes.De outra forma, pode-se dizer que o agente quelante compete pelo íon metálico de modo mais eficiente do que o ligante monodentado. Esse fenômeno é conhecido como efeito quelato. O efeito macrocíclico é semelhante ao efeito quelato. Nesse caso, os ligantes macrocíclicos doadores formam anéis planos no complexo, o que o torna mais estável do que um polidentado semelhante de cadeira aberta. 
Duas ou mais espécies com a mesma fórmula empírica podem apresentar propriedades físicas e químicas diferentes, a esse fenômeno dá-se o nome de isomeria. Se diferir apenas a orientação espacial dos átomos, os compostos são denominados esteriôsomeros. A esteriosomeria pode ser dividida em:
Isomeria geométrica: Constituem o par de isômeros cis-trans. O isômero cis é aquele cujos ligantes idênticos ocupam posições adjacentes; no trans, suas posições são opostas. Em geral, podem ser distinguidos pelo fato do momento dipolo elétrico do isômero trans ser nulo. 
Isomeria ótica: As espécies são dissimétricas, ou seja, não são superponíveis em suas imagens especulares. Qualquer espécie que não possua um plano de simetria – um plano que interceptando o objeto divide-o ao meio, de forma que cada metade seja a imagem especular da outra - possui atividade ótica. Os isômeros óticos são também chamados de enantiômeros. 
Ligação química para complexos 
	Tendo em vista que, na maioria dos casos, os metais de transição possuem subníveis d parcialmente preenchidos, surgem peculiaridades que tornam conveniente um tratamento, à parte, da ligação química nos compostos desses metais. Três são os modelos teóricos de importância no estudo dos compostos de coordenação: Teoria das ligações de Valência (TLV), Teoria do Campo Cristalino (TCC) e Teoria do Campo Ligante (TCL) ???.
	Segundo Pauling, a formação de um complexo pode ser vista como uma reação de Lewis. Dessa forma, os ligantes são doadores de pares de elétrons e o átomo central é receptor de pares de elétrons. Para explicar a geometria dos compostos de coordenação, Pauling propôs que os orbitais atômicos da espécie central sofram hibridização, de tal forma que os elétrons ocupam esses novos orbitais híbridos (OAH), os quais têm a simetria do complexo. SPIN ALTO E SPIN BAIXO? A TLV foi muito popular, pois racionalizou as geometrias e propriedades magnéticas observadas nos complexos, mas não foi capaz de prevê-las ou quiçá justifica-las. E assim, cedeu lugar a novas teorias que se mostraram mais conveniente. 
	A TCC postula que a única interação existente entre o íon central e os ligantes é de natureza eletrostática. Os ligantes são considerados cargas pontuais. Nesse modelo, a interação eletrostática metal-ligante remove parcialmente a degeneração dos cinco orbitais d que existem no íon metálico isolado: suponhamos que o íon metálico esteja situado na origem dos eixos cartesianos e que seis ligantes aproximem-se dele segundo os eixos (criando um campo elétrico octaédrico). Haverá interação eletrostática entre os elétrons no orbital d e os ligantes. A interação, porém, não será igual para os cinco orbitais. A razão é que os orbitais 3dx²-y² e 3dz² (conjunto eg) têm seus lobos dirigidos segundo os eixos e, portanto, na direção dos ligantes; o que torna a interação maior para esses orbitais atômicos. Ao passo que os lobos dos demais, 3dxy e 3dxz e 3dyz (conjunto t2g) orientam-se segundo as bissetrizes dos eixos. Essa interação diferenciada implica na remoção parcial da degeneração dos orbitais d. 
A diferença de energia entre eg e t2g, qualquer que seja seu valor em KJmol-1 (valor característico de cada complexo), é definida como 10Dq: desdobramento do campo cristalino. Considerando que, em relação ao íon livre, a energia média dos orbitais d deve se manter constante, cada orbital do grupo eg sofre uma desestabilização de 6Dq e cada orbital do conjunto t2g, uma estabilização de 4Dq.
A diferença de energia entre os orbitais d da espécie livre e os orbitais do conjunto t2g é denominada energia de estabilização do campo cristalino, EECC. Assim, para um complexo com configuração dn a energia de estabilização equivale a ; para 1 n 3. O que vai acontecer, porém, a um complexo de configuração d4? Há, em princípio, duas alternativas: ou a Regra de Hund deixa de prevalecer e o quarto elétron emparelha-se em um dos orbitais do conjunto t2g ou esse elétron vai ocupar um orbital do conjunto eg. Na primeira alternativa, EECC = , onde P é a energia gasta para forçar o emparelhamento, e na segunda EECC = . A situação mais energeticamente favorável será preferida. E isso só vai depender dos valores relativos de P e de 10Dq. 
O valor numérico de 10Dq é uma medida de energia da força do campo eletrostático. Assim, o campo é dito forte se 10Dq > P: o quarto elétron ocupa um orbital t2g; situação correspondente a spin baixo. E o campo é dito fraco se 10Dq < P: situação contrária, originando um complexo de spin alto. Convém notar que EECC será sempre 0, por definição e, ainda, que EECC pode fornecer uma estabilização adicional ao complexo metálico, mas que, de modo algum, ela é essencial para sua formação. 
São quatro os fatores dos quais depende o valor numérico de 10Dq:
Simetria do campo dos ligantes
O valor de 10Dq depende do número de ligantes e de seu arranjo em torno da espécie metálica. Em princípio, quanto maior o número de ligantes mais forte é o campo e maior será a interação ligantes-orbitais de acordo com a orientação espacial.
Número de oxidação do metal
Uma carga positiva elevada atrai fortemente ligantes aniônicos, logo, quanto maior for o número de oxidação do íon metálico, maior o valor de 10Dq.
Período do metal
O valor de 10Dq aumenta significativamente quando se passa de um período para outro na classificação periódica (por isso a maioria dos complexos do 2° e 3° período de transição são de spin baixo).
Natureza do ligante
Ligantes diferentes desdobram o campo em extensões diferentes segundo a Série Espectroquímica. 
	O diagrama de níveis de energia correspondente a complexos tetraédricos é o inverso daquele de coordenação octaédrica. O desdobramento do campo cristalino é menor. Não só porque, em relação aos seis ligantes do campo octaédrico, agora existem apenas quatro, mas também pelo fato de esses ligantes não estarem diretamente na direção dos orbitais atômicos d do metal.
	Quando a distância metal-ligante, segundo o eixo z, é diferente das distâncias, segundo os outros dois eixos, diz-se que o complexo sofre uma distorção tetragonal da geometria octaédrica (alongamentos e compressões das ligações dos ligantes axiais). Em geral, essas distorções não são favorecidas pois diminuem a energia de ligação metal-ligante; entretanto, elas podem resultar numa energia de estabilização extra para o complexo e nessas circunstâncias, uma distorção tetragonal (distorção no comprimento da ligação, ao longo do eixo z) pode ocorrer. A origem dessa estabilidade adicional é conhecida como Efeito Jahn-Teller. O efeito é caracterizado pela deformação espontânea da geometria quando estados orbitais degenerados de moléculas não lineares (eg e t2g) se subdividem, em distorções δ1 e δ2 de forma a reduzir a energia do sistema.
	A TCC considera a coordenação quadrática plana como um caso extremo de distorção tetragonal. 
	Em nossa exposição da TCC, procuramos mostrar como ela explica o comportamento magnético, a estabilidade, a esterioquímica e, até um pouco, os espectros dos complexos. Mas, obviamente, a realidade física do modelo não é satisfatória.