Teoría de Orbitales Moleculares (OM) La combinación de orbitales

Teoría de Orbitales Moleculares (OM)
La combinación de orbitales atómicos sobre átomos diferentes
forman los llamados orbitales moleculares; dentro de este modelo
se señala que los electrones que pertenecen a la molécula forman
parte de un TODO.
La teoría de enlace valencia y la teoría de orbitales
moleculares tienen fuerzas y debilidades que hacen que se
complementen.
La TEV es una forma de describir y visualizar a las moléculas.
OMs da una mejor descripción a las distribuciones
electrónicas, a las energías de enlace y a las propiedades
magnéticas, pero no permite su visualización.
ORBITALES DE ENLACE Y DE ANTIENLACE
La solución a la ecuación de Shröedinger permite representar
espacialmente a los orbitales atómicos.
Un orbital tiene un significado físico sólo cuando obtenemos el
cuadrado de la función de onda para describir la densidad de
probabilidad.
Cuando las ondas se combinan, éstas pueden interactuar tanto
constructiva como destructivamente; es decir, cuando dos orbitales
atómicos se traslapan, éstos pueden estar en fase o fuera de fase.
+
+
+
-
-
-
Ondas constructivas
+
+
-
-
Ondas destructivas
Cuando el traslapamiento es en fase ocurre una interferencia
constructiva en la región cercana al núcleo y se produce un
orbital de enlace.
Cuando el traslapamiento es fuera de fase reduce la
probabilidad de encontrar electrones fuera del núcleo
(interferencia destructiva) y se produce un orbital de
antienlace.
El traslapamiento de dos orbitales atómicos siempre produce
dos orbitales atómicos, uno de enlace y otro de antienlace.
+
1s
σ∗ 1s (antienlace)
1s
σ 1s (enlace)
σ* 1s
antielace
energía
σ 1s
enlace
En general, un orbital molecular de enlace tiene una energía
menor y una estabilidad mayor que los orbitales atómicos que lo
formaron.
Un orbital molecular de antienlace corresponde a una
interacción destructiva; tiene mayor energía y menor estabilidad.
σ* 2p
σ*
σ 2p
σ
π* 2p
π 2p
σ* 2p
π* 2p
átomo
π 2p
σ 2p
molécula
átomo
Configuración electrónica molecular
Con los orbitales moleculares de las moléculas se construye su
configuración electrónica.
1. Se debe ordenar a los orbitales moleculares por su orden
creciente de energía.
2. El número de orbitales es SIEMPRE igual al número de
orbitales atómicos.
3. Mientras más estable es el orbital de enlace más inestable
es el orbital de antienlace.
4. Los electrones se colocan en los orbitales moleculares
siguiendo un orden creciente de energía. Se comienza con
los de menor energía y se termina con los de mayor
energía. Se debe seguir la regla de Hund.
5. En una molécula estable el número de electrones ubicados
en orbitales de enlace es mayor que el número de
electrones situados en orbitales de antienlace.
6. Al igual que en los orbitales atómicos, en los orbitales
moleculares se pueden acomodar dos electrones con
diferente espín.
7. Cuando los electrones se añaden a orbitales moleculares
que tienen la misma energía, el arreglo más estable es el
que tiene mayor número de electrones con espines
paralelos.
8. El número de electrones en los orbitales moleculares es el
mismo que el total de electrones que contenían los
orbitales atómicos.
ORDEN DE ENLACE
Una forma de predecir la estabilidad de las moléculas es
determinado su orden de enlace.
ordendeenlace =
(n°edeenlace ) − (n°edeantienlace )
2
Usualmente el orden de enlace corresponde al número de enlaces
descritos por la teoría de enlace valencia.
Ordenes de enlace fraccionados existen en especies que contienen
un número impar de electrones.
Un orden de enlace igual a cero significa que la molécula tiene un
número igual de electrones de enlace que de antienlace, lo que
implicaría que esa molécula fuera inestable.
Un orden de enlace mayor que cero significa que hay más
electrones de enlace que de antienlace.
Significa que la molécula es más estable que sus átomos aislados y
su posible existencia es probable. También es posible que la
molécula sea reactiva.
Mientras mayor sea el orden de enlace de una molécula diatómica o
ión, será más estable.
Para un enlace entre dos átomos, mientras más grande sea el
orden de enlace más pequeña será la longitud de enlace y mayor la
energía de enlace.
molécula Paramagnético Orden de enlace Longitud de enlace (Å) Energía de enlace (KJ/mol) H2 no 1 He2 no 0 Li2 no 1 Be2 no 0 B2 sí 1 C2 no 2 N2 no 3 O2 sí 2 F2 no 1 Ne2 no 0 0.74 ‐‐‐ 2.67 ‐‐‐ 1.59 1.31 1.09 1.21 1.43 ‐‐‐ 435 ‐‐‐ 110 9 ~270 602 946 498 159 ‐‐‐ Moléculas heteronucleares.
Los correspondientes orbitales atómicos de dos elementos distintos
tendrán diferentes energías ya que su núcleo tiene diferente número
de protones y, por tanto, tendrán diferente atracción para los
electrones.
LOS ORBITALES ATÓMICOS DE LOS ÁTOMOS MÁS
ELECTRONEGATIVOS TENDRÁN UNA MENOR ENERGÍA QUE
LOS CORRESPONDIENTES ORBITALES DEL ÁTOMO MENOS
ELECTRONEGATIVO.
En el caso de la molécula de HCl tenemos que el orbital 1s del
hidrógeno se traslapa con uno de los orbitales 3p del Cl, mientras
que los otros orbitales p permanecen sin combinarse, es decir,
continúan siendo orbitales atómicos.
Para la molécula de CO se presenta la interacción entre los
orbitales atómicos 2s de cada átomo y de los 2p.
En cambio, para la molécula de hidruro de berilio se observa que
los orbitales moleculares de la molécula de hidrógeno se traslapan
con uno de los orbitales p del berilio, permaneciendo los demás sin
combinarse.