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10.8: Teoría del Orbital Molecular I
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Molecular Orbital Theory I
 
TRANSCRIPCIÓN

10.8: Teoría del Orbital Molecular I

Descripción general de la teoría del orbital molecular

La teoría del orbital molecular describe la distribución de electrones en moléculas de la misma manera que la distribución de electrones en átomos se describe usando orbitales atómicos. La mecánica cuántica describe el comportamiento de un electrón en una molécula a través de una función de onda,ψ, análoga al comportamiento del electrón en un átomo. Al igual que los electrones alrededor de átomos aislados, los electrones alrededor de los átomos en moléculas están limitados a energías discretas (cuantizadas). La región del espacio en la que es probable que se encuentre un electrón de valencia en una molécula se llama orbital molecular (ψ2). Al igual que un orbital atómico, un orbital molecular está lleno cuando contiene dos electrones con giro opuesto.

Combinación lineal de orbitales atómicos

El proceso matemático de combinar orbitales atómicos para generar orbitales moleculares se llama combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA). La mecánica cuántica describe los orbitales moleculares como combinaciones de funciones de onda de los orbitales atómicos. La combinación de ondas puede provocar interferencias constructivas o destructivas. En los orbitales, las ondas pueden combinarse con ondas en fase que producen regiones con una mayor probabilidad de densidad electrónica y ondas fuera de fase que producen nodos, o regiones sin densidad electrónica.

Orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes

Hay dos tipos de orbitales moleculares que pueden formarse a partir de la superposición de dos orbitales atómicos s adyacentes. La combinación en fase produce un orbital molecular de menor energía σs (leído como "sigma-s") en el cual la mayor parte de la densidad electrónica se encuentra directamente entre los núcleos. La adición fuera de fase (o sustracción de las funciones de onda) produce un orbital molecular σs de mayor energía ("sigma-s-star"), en el que hay un nodo entre los núcleos. El asterisco significa que el orbital es un orbital antienlazante. Los electrones en un orbital σs son atraídos por ambos núcleos al mismo tiempo y son más estables (de menor energía) que en los átomos aislados. La adición de electrones a estos orbitales crea una fuerza que mantiene a los dos núcleos juntos, por lo que estos orbitales se llaman orbitales enlazantes. Los electrones en los orbitales σs* se localizan bien lejos de la región entre los dos núcleos. La fuerza atractiva entre los núcleos y estos electrones separa los dos núcleos. Por lo tanto, estos orbitales se llaman orbitales antienlazantes. Los electrones llenan el orbital enlazante de baja energía antes que el orbital antienlazante de mayor energía. 

En los orbitales p, la función de onda da lugar a dos lóbulos con fases opuestas. Cuando los lóbulos orbitales de la misma fase se superponen, la interferencia constructiva de la onda aumenta la densidad electrónica. Cuando las regiones de fase opuesta se superponen, la interferencia destructiva de la onda disminuye la densidad electrónica y crea nodos. Cuando los orbitales p se superponen de extremo a extremo, crean orbitales σ y σ*. La superposición lado a lado de dos orbitales p da lugar a un orbital molecular enlazante pi (π) y a un orbital molecular antienlazante π*. Los electrones en el orbital π interactúan con ambos núcleos y ayudan a mantener los dos átomos juntos, convirtiéndolo en un orbital enlazante. Para la combinación fuera de fase, se crean dos planos nodales, uno a lo largo del eje internuclear y otro perpendicular entre los núcleos. 

Este texto ha sido adaptado deOpenstax, Química 2e, Sección 8.4: Teoría del Orbital Molecular.
 


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