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TOM (Teoria das Orbitais Moleculares) 
 
 
 
Este texto pretende ilustrar a aplicação da Teoria das Orbitais moléculares, de forma 
simplificada, à molécula de O2 e a duas espécies iónicas: O2- e O2+. 
 
Por fim far-se-á o estudo da molécula de ozono (O3). 
 
 
Oxigénio Molecular (O2) 
 
Em primeiro lugar vamos fazer o estudo acerca do número de orbitais moleculares, 
número de electrões ligantes e antiligantes, e ordem de ligação. 
 
 
O número atómico (Z) do átomo de oxigénio é 8 sendo a seguinte a sua configuração 
electrónica: 
 
8O - 1s2 2s2 2p4 
 
Assim o número total de electrões de valência é 12 (2x2 da orbital 2s e 2x4 das orbitais 
2p). 
O número total de Orbitais Atómicas (OA) é 8 (2x1 das orbital 2s e 2x3 das orbitais 2p) 
ao qual irão igualmente corresponder o mesmo número de Orbitais Moleculares (OM). 
Destas orbitais moleculares fazemos a distribuição em Ligantes (OML) e 
Antiligantes(OMAL). Consideramos então 4 OML e 4 OMAL. Dado que possuímos um 
total de 12 electrões temos de proceder à sua distribuição por estas orbitais 
moleculares, em que temos de considerar que cada orbital comporta apenas dois 
electrões no máximo. Desta forma teremos 8 dos 12 electrões nas Orbitais Moleculares 
Ligantes e os restantes 4 nas Orbitais Moleculares Antiligantes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Desta forma pode calcular-se, agora, a Ordem de Ligação (OL) nesta molécula. 
 
2
2
48
2
.º.º.
=
−
=
−
=
esAntiligantelectnLiganteselectnOL
 
 
Este resultado indica que a ligação entre os átomos de oxigénio, na molécula de O2, é 
dupla. 
 
No entanto como deverá ser a representação de Lewis para esta molécula? 
Dado que se têm, 8 electrões ligantes e 4 electrões antiligantes, pode-se calcular o 
número de electrões efectivamente ligantes. 
 
448..º...º....º. =−=−= antiligelecnligelecnligefectelecn 
 
Deste cálculo resulta que são quatro os electrões que efectivamente estabelecem a 
ligação entre os átomos de oxigénio. 
Desta forma a representação de Lewis para a molécula de O2 será: 
 
 
 
 
Mas e se se pretender concluir acerca do paramagnetismo ou diamagnetismo desta 
molécula? 
 
Uma molécula diz-se diamagnética caso tenha todos os electrões emparelhados e 
paramagnética caso não tenha todos os electrões emparelhados. 
A análise dos dados acima não permite obter essa informação de forma segura, pelo 
que vamos recorrer ao uso de diagramas. 
8 OM 
4 OMAL 
4 OML 8 electrões ligantes 
4 electrões antiligantes 
 
De cada lado deste diagrama representam-se os átomos de oxigénio e no centro a 
molécula O2. O aumento energético é de baixo para cima, o que indica, por exemplo 
que as Orbitais Moleculares Antiligantes têm maior energia que as respectivas Orbiatis 
Moleculares Ligantes. Isto faz com que tenha de se obedecer ao princípio de energia 
mínima. 
A aplicação da regra de Hund (primeiro coloca-se um electrão em cada orbital com a 
mesma energia e só depois se procede ao emparelhamento) é fundamental, pois é a 
partir daqui que podemos determinar o diamagnetismo ou paramagnetismo da 
molécula em estudo. 
Veja-se então como resulta o diagrama para este caso: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O2 O O 
2p4 2p4 
2s2 2s2 
σs2
σs* 
σx
2
πy
2 πz
2
σx
* 0
πy
* 1 πz
* 1
E
 
A sequência das orbitais moleculares, obtida apenas a partir das orbitais atómicas de 
valência, é a seguinte: 
 
σs2 σs*2 σx2 πy2 πz2 πy*1 πz*1 σx*0 
 
 
Note-se então que as orbitais π antiligantes têm apenas um único electrão que, 
naturalmente se encontram desemparelhados. Desta forma esta molécula é 
paramagnética. 
 
 
 
 
espécie O2 - 
 
Neste caso devemos começar por considerar o número total de electrões de valência. 
No exemplo acima verificou-se que esse número era de 12. Agora, uma vez que se 
trata de uma espécie negativa, o número de electrões é 13. 
Este electrão extra irá ocupar uma orbital π antiligante de forma que se passará a ter a 
seguinte configuração: 
 
σs2 σs*2 σx2 πy2 πz2 πy*2 πz*1 σx*0 
 
Novamente pode verificar-se que esta espécie iónica também é paramagnética uma 
vez que possui um electrão desemparelhado. 
A ordem de ligação é igual a 1.5, 
5.1
2
58
=
−
=OL
 
 
e o número de electrões efectivamente ligantes: 
 
358...º. =−=ligefecelecn 
 
A representação de Lewis para esta espécie resulta ligeiramente diferente da anterior: 
 
 
 
 
 
 
espécie O2 + 
 
Para esta espécie o número de electrões de valência é de 11 uma vez que tem um 
défite de um electrão relativamente à molécula de O2. 
A configuração que se tem para esta espécie será: 
 
σs2 σs*2 σx2 πy2 πz2 πy*1 πz*0 σx*0 
 
Conclui-se novamente que esta espécie é, igualmente, paramagnética. 
 
Neste caso a ordem de ligação é igual a 2,5 e que o número de electrões 
efectivamente ligantes igual a 5, pelo que a representação de Lewis vem: 
 
 
 
 
 
 
 
Molécula de ozono (O3) 
 
 
O número atómico (Z) do átomo de oxigénio é 8 sendo a seguinte a sua configuração 
electrónica: 
 
8O - 1s2 2s2 2p4 
 
•
•
Assim o número total de electrões de valência é 18 (3x2 da orbital 2s e 3x4 das orbitais 
2p). 
O número total de Orbitais Atómicas (OA) é 12 (3x1 das orbital 2s e 3x3 das orbitais 
2p) ao qual irão igualmente corresponder o mesmo número de Orbitais Moleculares 
(OM). 
Destas orbitais moleculares fazemos a distribuição em Ligantes (OML) e 
Antiligantes(OMAL). Consideramos então 6 OML e 6 OMAL. Dado que possuímos um 
total de 18 electrões temos de proceder à sua distribuição por estas orbitais 
moleculares, em que temos de considerar que cada orbital comporta apenas dois 
electrões no máximo. Desta forma teremos 12 dos 18 electrões nas Orbitais 
Moleculares Ligantes e os restantes 6 nas Orbitais Moleculares Antiligantes. 
 
Dado que o número de electrões efectivamente ligantes é igual a 6, a estrutura de 
Lewis desta molécula será semelhante a: 
 
 
 
 
 
 
Texto composto por Fernando Caetano, assistente da Universidade Aberta