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Teoria dos orbitais Moleculares 
Análise a formação dos complexos dos elementos dos blocos d e f em 
relação às interações entre os orbitais dos ligantes e os orbitais d do 
átomo central. Tem o objetivo de complementar informações adquiridas 
pela TCC, utilizando argumentos da Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM). 
Teoria dos orbitais Moleculares 
Teoria dos orbitais Moleculares 
Diagramas de níveis de energia do H2 e He2 (molécula 
hipotética). 
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares 
Moléculas diatômicas homonucleares 
do segundo período – OM a partir de AO 2p 
Diagrama que pode ser aplicado a O2, F2 e Ne2. 
Os orbitais π2p e π2p* são 
duplamente degenerados. 
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares 
Moléculas diatômicas heteronucleares 
Qual a OL e as características magnéticas do NO ? 
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares 
Presença de OM não ligantes 


2p
2p
*
2p
1s
H F
OM não ligantes
A molécula do HF, evidenciando a presença de OM ligantes, antiligantes e 
não ligantes. 
Teoria dos orbitais Moleculares 
Orbitais moleculares em complexos octaédricos 
Em princípio, as energias dos orbitais dos ligantes são mais baixas do que as energias 
dos orbitais dos metais, uma vez que os átomos ligantes geralmente são mais 
eletronegativos. 
 
As participações dos orbitais do metal e dos ligantes são tão maiores quanto mais próximas 
forem as suas energias. Os OM σ são mais estáveis do que os do tipo π, enquanto os σ* 
são mais instáveis do que os π*. Nos diagramas, observam-se peculiaridades como: 
 
1. Os OM ligantes têm energias inferiores às energias de qualquer um dos orbitais que 
lhes deram origem; 
 
2. Os OM antiligantes têm energias superiores às energias de qualquer um dos 
orbitais que lhes deram origem; 
 
3. Os OM não ligantes têm energias iguais às dos orbitais que as originaram; 
 
4. As energias dos OM ligantes ficam mais próximas das energias dos orbitais dos 
ligantes, enquanto as energias do OM antiligantes situam-se mais próximas das 
energias do metal. 
Teoria dos orbitais Moleculares 
Orbitais moleculares em complexos octaédricos 
Um ligante como o cloreto tem quatro orbitais cheios no nível de valência (o 3s e os 
3p). Destes, o orbital s e um dos orbitais π (pz) podem estabelecer ligações do tipo 
σ com o átomo central. Os outros dois orbitais π (px e py) podem estabelecer 
ligações do tipo π. Considerou-se, apenas, um desses orbitais. Se os outros três 
fossem colocados, apareceriam no diagrama como orbitais π ou como não-ligantes. 
Os orbitais moleculares de ligação do tipo σ são mais estáveis do que os do tipo π. 
Já os orbitais de antiligação σ são menos estáveis do que os π. 
 
Teoria dos orbitais Moleculares 
Orbitais moleculares em complexos octaédricos 
Compostos paramagnético: 
 
Apresenta dois elétrons 
desemparelhados 
Teoria dos orbitais Moleculares 
Orbitais moleculares em complexos octaédricos 
Compostos diamagnético: 
 
Não apresenta elétrons 
desemparelhados 
Orbitais moleculares em complexos 
tetraédricos 
O diagrama de OM para CO 
indica que o HOMO tem 
simetria σ, enquanto os 
LUMO são orbitais π*. 
A ligação M-CO 
HOMO 
LUMO 
Teoria do campo ligante 
Orbitais moleculares em complexos octaédricos 

Muitos ligantes têm mais de um orbital que pode interagir com o metal de 
transição. 
 
Por exemplo, os haletos têm quatro orbitais de valência cheios (3s e 3p). Destes, 
o orbital s e um dos orbitais p podem estabelecer ligações σ com o metal. 
Os outros dois orbitais p estabelecem ligações π. Esses orbitais podem 
interagir lateralmente com alguns orbitais d do metal formando ligações π. Assim, 
esses tipos de ligantes são chamados ligantes doadores π. Por outro lado, 
moléculas como a NH3 apresentam possibilidade de interagir, unicamente, 
frontalmente com quaisquer orbitais do metal, devido à sua simetria privilegiada. 
 Retrodoação M=L : 
Há a doação de 2e- 
em cada ligação M-L formada.