Teoría de Orbitales Moleculares (OM)

Teoría de Orbitales
Moleculares (OM)
El caso de CH4
Ricardo Agusto Valencia Mora.
María Magdalena Vázquez Alvarado.
Osmaly Villedas Hernández.
José Luis Zavala Salgado.
Friedrich Hund
1896 - 1997
• Formula la TOM
Robert Sanderson
Mulliken
1896 – 1986
• Adapta la TOM y la
aplica a molé culas
diató micas
Sir John Edward
Lennard-Jones
1894 – 1954
• Introduce la
aproximació n de
la CLOA
Teoría de Orbitales
Moleculares (OM)
• La idea
de un enlace químico entre un par de átomos en una
molécula es fundamental para la química. Se pueden asignar energías
a varios tipos de enlace y con esto obtener estimaciones para
propiedades moleculares (por ejemplo, la susceptibilidad magnética,
momento dipolar) considerando la adición de las energías de los
enlaces individuales y pares electrónicos.
Orbitales atómicos
•En el tratamiento mecano cuántico de los átomos, las
funciones de ondas mono electrónicas que se obtienen
como solución de la ecuación de Schrödinger se llaman
orbitales atómicos.
Orbitales atómicos (2)
Es una función de onda que es solución a la ecuación de Schrödinger.
Orbitales
atómicos
Orbitales moleculares
Cuando se intenta resolver la ecuación de Shrödinger a fin de obtener
diversos orbitales moleculares, se tiene el problema para átomos más
pesados que el hidrógeno ya que no se puede resolver de manera
exacta y es por eso que se deben hacer aproximaciones respecto a la
construcción de la función de onda para los orbitales moleculares.
Modelos alternativos
• La teoría de enlace-valencia (TEV) construye la función de onda de la
molécula vista como un conjunto de pares electrónicos localizados en
un átomo o entre dos átomos. Se trata de la versión
mecánica-cuántica de las ideas de Lewis y comparte con ella
conceptos de resonancia.
• La teoría de los orbitales moleculares (TOMs) construye la función de
onda de la molécula como un conjunto de orbitales moleculares
deslocalizados por toda la molécula.
• 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 mientras que la
TOMs da una mejor descripción a las distribuciones electrónicas, a las
energías de enlace y a las propiedades magnéticas.
• En
ambas teorías, el traslape de orbitales atómicos juega un papel
fundamental. Cuando participan orbitales direccionales, el traslape depende
de la dirección de interacción
• La
teoría del enlace de valencia complementa a la teoría de orbitales
moleculares.
Teoría de orbitales
moleculares
•Si dos núcleos se colocan a una distancia de equilibrio y
se adicionan electrones, éstos entrarán en orbitales
moleculares, los cuales son, en muchos aspectos,
análogos a los orbitales atómicos.
● Principio de Exclusión
de Pauli
● Principio de Hund de la
máxima multiplicidad
Combinación lineal de
orbitales atómicos CLOA
• El argumento fundamental es que, la mayor parte del tiempo, los
electrones se encuentran “controlados” por uno u otro de los núcleos, y
cuando esto suceda, el orbital molecular debe ser aproximadamente el
mismo que el orbital atómico para ese átomo. Por consiguiente , se
combinan los dos orbitales:
• ⍦β = ⍦ A + ⍦ B
•⍦ α= ⍦ A - ⍦ B
• De esta forma, para un solo electrón, se tiene un orbital molecular de
enlace (⍦ β ) y uno de antienlace (⍦ α)
⍦
⍦
⍦
⍦
⍦
⍦
⍦
⍦
• El orbital de enlace incrementa la densidad electrónica entre los
núcleos pero que el orbital de antienlace abate la densidad
electrónica entre los núcleos.
σ π
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 orbitales moleculares siguiente un orden
creciente de energía. Se debe de 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
6. Al igual que en los orbitales atómicos, en los orbitales moleculares se pueden
acomodar dos electrones con diferente espín
7. El número de electrones en los orbitales moleculares es el mismo que el total
de electrones que contenían los orbitales atómicos
La molécula de H4
• σx → SS. Simétrico
en los planos xy, yz.
• σx* → SA. Simétrico
en xz y antisimétro en
yz.
• σy → SS. Simétrico en
ambos planos.
• σy* → AS.
Antisimétrico en xz y
simétro en yz.
Los orbitales con la
misma simetría
generan 2 orbitales σ1
y σ2*.
Los orbitales σ2* tienen
la misma energía que
*
σx* y σWiley.
Fleming, Ian. Molecular Orbitals and Organic Chemical Reaction. Student Edition.
University of
y
Cambridge. UK. 2009. pp. 09-20
ENLACE C-C Y C-H
Orbital 2s del carbono.
La integral de traslape S de un orbital 2s (-19.5 eV) con un orbital 1s
(-13.6 eV) del hidrógeno, es similar al traslape de dos orbitales 1s.
Orbital 2p del carbono.
Los orbitales 2p del carbono tienen energía de -10.7eV
Fleming, Ian. Molecular Orbitals and Organic Chemical Reaction. Student Edition. Wiley. University
of Cambridge. UK. 2009. pp. 09-20
INTEGRAL DE TRASLAPE 1s-2p y 2p-2p
DIAGRAMA DE ORBITALES MOLECULARES
DEL METANO
• 4 OM de enlace
(mostrados en la
figura)
• 4 OM de antienlace
(no se muestran).
La integral de
traslape (S) entre
2s y σ2* es igual a
cero. Ya que existe
la misma
interacción de
enlace con los
lóbulos inferiores,
como de antienlace
con los superiores.
σ
σ σ
σ
DIAGRAMA DE
ORBITALES
MOLECULARES
DEL METANO
σ σ
σ
σ
Se forman funciones adaptadas a la simetría
tomando combinaciones lineales de los orbitales
atómicos 1s. Una función de simetría obvia es:
Se necesita de 3 funciones de simetría más. Usando
teoría de grupos se obtienen las 3 restantes
funciones ortogonales adaptadas a simetría:
Las funciones básicas con simetría adaptada son las siguientes:
Los 9 orbitales moleculares consisten en 3 a1 y 6 t2. Los 6 t2
pertenecen a los orbitales triplemente degenerados y por lo
tanto se encuentran en diferentes capas.
La configuración electrónica del estado base del metano es:
HIBRIDACIÓN
DIAGRAMA DE ORBITALES MOLECULARES DEL
METANO CONSIDERANDO LA HIBRIDACIÓN
A diferencia del diagrama
anterior considera los 4
orbitales de enlace en la
misma energía.
Sin embargo, el diagrama de
OM anterior es más realista.
Puesto que explica por qué,
experimentalmente la
energía de ionización no
siempre es la misma, (hay
dos niveles)
Espectroscopía electrónica para análisis químico
(ESCA).
Dos picos en 12.7 y 23 eV
corresponden a los
electrones de valencia.
¡GRACIAS POR SU
ATENCIÓN!