combinación lineal de orbitales atómicos - q

UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
FUNDAMENTOS ESPECTROSCÓPICOS
Integrantes: Marcia Chuquimarca Llulluna
Carla Segura Flores
Horario: Jueves de 10-12pm
COMBINACIÓN LINEAL DE ORBITALES ATÓMICOS
Definición de orbitales atómicos
La Mecánica Cuántica denomina orbital a cada uno de los estados estacionarios de la función de
onda de un electrón en un átomo. No representan la posición concreta de un electrón en el
espacio, sino que representan una región del espacio en torno al núcleo atómico en la que la
probabilidad de encontrar al electrón es elevada o máxima
La posición (la probabilidad de la amplitud) de encontrar un electrón en un punto determinado del
espacio se define mediante suscoordenadas en el espacio. En coordenadas cartesianas dicha
probabilidad se denota como
, donde φ no se puede medir directamente.
Al suponer en los átomos simetría esférica, se suele trabajar con la función de onda en términos
de coordenadas esféricas,
Tipos de orbitales atómicos
El nombre de los orbitales atómicos se debe a sus líneas espectroscópicas (en inglés s sharp, p
principal, d diffuse y f (fundamental).
Orbital s:
El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. En la figura se muestran dos
formas alternativas de representar la nube electrónica de un orbital s: en la primera, la
probabilidad de encontrar al electrón (representada por la densidad de puntos) disminuye a
medida que nos alejamos del centro; en la segunda, se representa el volumen esférico en el que
el electrón pasa la mayor parte del tiempo (mayor probabilidad de encontrarlo). Principalmente por
la simplicidad de la representación es ésta segunda forma la que usualmente se emplea. Para
valores del número cuántico principal mayores que uno, la probabilidad de encontrar al electrón se
concentra a cierta distancia del núcleo, ya que a medida que aumenta n aumenta la energía que
posee el electrón, por lo que está menos firmemente unido al núcleo.
Orbital p:
La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el punto de contacto
(el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. En función de los valores que
puede tomar el tercer número cuántico m l (-1, 0 y 1) se obtienen los tres orbitales p simétricos
respecto a los ejes x, z e y. Análogamente al caso anterior, en los orbitales p al incrementarse el
valor del número cuántico principal la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo
atómico.
Orbital d:
Los orbitales d tienen una forma más diversa: cuatro de ellos tienen forma de 4 lóbulos de signos
alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones del espacio), y el último es un doble
lóbulo rodeado por un anillo (un doble cono nodal).
Orbital f:
Los orbitales f tienen formas aún mas exóticas, que se pueden derivar de añadir un plano nodal a
las formas de los orbitales d.
Combinación lineal de orbitales atómicos
Método cuantitativo que permite calcular la función de onda que corresponde a un orbital
molecular después de la combinación lineal de los orbitales atómicos de referencia. Cada orbital
atómico se designa con una función de onda, la combinación de estas funciones de onda da lugar
a la función resultante, penetración frontal o lateral.
Orbitales moleculares
Cuando dos átomos se aproximan uno a otro hasta que el orbital de uno de ellos comparte una
cierta amplitud con el orbital del otro, se dice que ambos orbitales solapan.
Los orbitales moleculares se construyen a partir por combinación lineal de orbitales atómicos de
átomos distintos. Se forman tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos se solapen.
Los orbitales atómicos se solapan más si tienen energías similares. Esto ocurre, por ejemplo, en el
caso de moléculas diatómicas homonucleares como el O2, H2. Sin embargo, en el caso que se
unan diferentes núcleos, la desigual carga electrónica hace que el orbital molecular se deforme.
De esta manera los dos orbitales 1s del hidrógeno se solapan al 50% contribuyendo por igual a la
formación de los dos orbitales moleculares, mientras que en el enlace H-O el oxígeno tiene una
mayor participación en el solapamiento y en consecuencia, el orbital molecular se parecerá más al
orbital atómico del oxígeno.
ORBITALES σ (sigma): Tienen su máxima densidad en la dirección del eje internuclear. Pueden
formarse a partir de:
a) orbitales s de dos átomos:
b) Pueden formarse orbitales σ por unión de otro tipo de orbitales: px y px, s y px, s y un
orbital híbrido sp, sp2 o sp3; o bien, entre orbitales atómicos híbridos sp y sp, sp2 y sp2 o sp3
con sp3.
ORBITALES π (pi): Tienen su máxima densidad en dos nubes electrónicas. Se forman a partir
de la combinación de orbitales Py-Py, y Pz – Pz.
En la figura de abajo se observan ejemplos de solapamientos conducentes a orbitales moleculares
de tipo sigma σ (izquierda), pi π (centro) y delta δ (derecha):
Orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes
Cuando los dos orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno interaccionan se transforman en dos
orbitales moleculares, uno enlazante, que queda ocupado por los dos electrones, que dejan de
pertenecer a un solo núcleo para pasar a pertenecer a los dos núcleos atómicos, y otro
antienlazante, que quedará vacío. El orbital molecular enlazante es de menor energía que los
orbitales atómicos originales y el antienlazante de mayor energía que éstos.
Los electrones situados en un orbital enlazante tienden a mantener unidos los dos núcleos de los
átomos a que pertenecen.
Por el contrario, en el orbital antienlazante la probabilidad de encontrar los electrones entre los dos
núcleos es mínima, llegando a cero en el plano nodal. Como consecuencia de ello, la atracción
electrostática entre electrones y núcleos disminuye al mismo tiempo que aumenta la repulsión
entre los núcleos. La energía del sistema es superior a la de los dos átomos aislados y los
electrones que puedan situarse en el orbital antienlazante tenderán a separar los dos átomos.
APLICACIÓN DE LA TEORÍA DE CLOA EN LA ESPECTROSCOPÍA UV-VIS
Transiciones electrónicas en moléculas orgánicas.
Las bandas de absorción en las regiones Ultravioleta y Visible que presentan los compuestos
orgánicos se asocian con transiciones electrónicas en la capa de valencia. Los electrones
involucrados en dichas transiciones corresponden a aquellos mas débilmente atraídos por el
conjunto de núcleos atómicos que componen la molécula y cuyos estados pueden ser descritos a
través de orbitales moleculares que se expresan como combinaciones lineales de orbitales
atómicos de la capa de valencia.
Las transiciones electrónicas a orbitales moleculares más externos dan lugar a las denominadas
transiciones Rydberg presentes en el Ultravioleta de Vacío. Por otra parte las transiciones
electrónicas que involucran a los electrones de las capas internas son muy energéticas y se
presentan en la región de los rayos X del espectro electromagnético. Nuestro análisis se reducirá
a las transiciones electrónicas en la capa de valencia. A estos efectos resulta conveniente
recordar la clasificación convencional de los orbitales moleculares en la capa de valencia de los
compuestos orgánicos.
Orbitales σ y σ.-Los orbitales σ generan una densidad electrónica elevada en la región
internuclear teniendo un carácter fuertemente enlazante.
Los orbitales σ*, como todos los orbitales antienlazantes, presentan un plano nodal perpendicular
al eje del enlace en la región internuclear y tienen un acentuado carácter antienlazante.
Orbitales π y π*. Estos orbitales se emplean en la descripción de los enlaces múltiples. Las
regiones de mayor densidad electrónica correspondiente a los mismos son aquellas colaterales al
eje del enlace. El carácter enlazante o antienlazante de estos orbitales es menos acentuado que el
de los orbitales σ.
Orbitales n. Estos orbitales moleculares tienen un acentuado carácter local y describen pares
electrónicos libres asociados con heteroátomos (O, S, N, Hal). Energéticamente tienen carácter
no-enlazante.
Las transiciones electrónicas posibles dentro de la capa de valencia son:
Transiciones οο*. Se presentan en todos los compuestos orgánicos. Son en general de gran
energía (UV de vacío) e intensidad.
Transiciones οπ* y πο*. Son posibles solo en compuestos insaturados. Son transiciones de baja
intensidad (regiones de definición de los orbitales involucrados diferentes) en el UV lejano.
Carecen de interés práctico.
Transiciones nο*. Se presentan en compuestos con heteroátomos (O, N, S, Hal), generalmente
en la región cercana a los 200 nm. La intensidad es variable dependiendo de la naturaleza del
orbital n.
Transiciones ππ*. Presentes solo en compuestos insaturados. En ausencia de conjugación estas
transiciones se presentan en UV de vacío. Dan lugar a bandas intensas que `pueden aparecer en
UV cercano si está presente insaturación conjugada.
Transiciones nπ*. Presentes en compuestos insaturados con heteroátomos (grupos carbonilo,
nitro, azo, tiocarbonilo). Dan lugar a bandas débiles usualmente en la región UV-cercana (baja
energía de transición).
BIBLIOGRAFIA:
Google, http://www.uhu.es/quimiorg/atomos.html (2011-07-02)
Google, http://es.wikipedia.org/wiki/Orbital_at%C3%B3mico (2011-07-02)
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Google http://www.slideshare.net/citharichthys/orbitales-atomicos(2011-07-03)
Google http://quimica.laguia2000.com/general/orbital-molecular(2011-07-03)