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UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR
FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
FUNDAMENTOS ESPECTROSCOPICOS
Alexis Lema
Jueves 10-12
ESPECTROSCOPIA UV-VIS. COMBINACIÓN LINEAL DE ORBITALES ATOMICOS (CLOA).
ORBITALES ATOMICOS Y TIPOS
Un electrón que se mueve alrededor de núcleo puede considerarse ligado a él y podemos describir
su movimiento ondulatorio mediante la ecuación de ondas.
Con esta idea, Schrödinger realizó un estudio matemático del comportamiento del electrón en el
átomo y obtuvo una expresión, conocida como ecuación de Schrödinger.
Podemos decir que un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad
(superior al 90%) de encontrar al electrón. Esto supone considerar al electrón como una nube difusa
de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se
encuentre dicho electrón es mayor.
Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es necesario imponerle unas
restricciones que son conocidas como números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que
los obtenidos en el modelo atómico de Bohr:
n : número cuántico principal
l : número cuántico del momento angular orbital
m : número cuántico magnético s : número cuántico del spin electrónico
Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores permitidos:
para n : números enteros 1, 2, 3,…
para l : números enteros desde 0 hasta (n-1)
para m : todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0
para s : sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2
Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo. Los
valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:
Si l = 0 el orbital es del tipo s
Si l = 1 los orbitales son del tipo p
Si l = 2 los orbitales son del tipo d
Si l = 3 los orbitales son del tipo f
Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los
distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales:
sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad
principal : líneas intensas
difuse : líneas difusas
fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros
COMBINACION LINEAL DE ORBITALES ATOMICOS
Una Combinación Lineal de Orbitales Atómicos o CLOA es una superposición cuántica de orbitales
atómicos y una técnica para calcular orbitales moleculares en química cuántica.1 En mecánica
cuántica, las configuraciones electrónicas de átomos son descritas como funciones de ondas. En
matemáticas, estas funciones de onda son un conjunto base de funciones, las funciones bases, las
cuales describen los electrones de un átomo dado.
En reacciones químicas, las funciones de ondas orbitales son modificadas, esto es, la forma de la
nube de electrones es cambiada de acuerdo al tipo de átomos participantes en el enlace químico.
Los orbitales son expresados como una combinación lineal de funciones bases, y las funciones base
son funciones de un electrón centrados en el núcleo de los componentes atómicos de la molécula.
Los orbitales atómicos utilizados son generalmente aquellos átomos de hidrógeno, ya que estos son
conocidos analíticamente, como los orbitales tipo Slater, pero existe la posibilidad de elegir otros
como las funciones Gaussianas de los conjuntos base estándar.Minimizando la energía total del
sistema, un apropiado conjunto de coeficientes de la combinación lineal es determinado.
El diagrama de orbital molecular provee un simple y cualitativa tratamiento CLOA:
ORBITALES MOLECULARES
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:
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.
ORBITAL MOLECULAR ENLAZANTE
Un orbital enlazante es aquel orbital molecular caracterizado porque hay una densidad electrónica
importante entre los núcleos atómicos, esto es, no hay nodos perpendiculares al eje internuclear.
Según el método de combinación lineal de orbitales atómicos, un orbital enlazante se forma mediante
la interferencia constructiva de dos orbitales atómicos de simetría apropiada. De esta forma, se
obtiene un orbital con menor energía que cualquiera de los dos orbitales atómicos originales, lo que
favorece la formación del enlace químico entre los dos átomos.
Puesto que los orbitales de enlace o enlazantes tienen menor energía que los orbitales atómicos que
les dieron origen, en una estructura electrónica molecular suelen ser llenados en primer lugar.
ORBITAL MOLECULAR ANTIENLAZANTE
Un orbital de antienlace es aquel orbital molecular caracterizado porque hay una densidad
electrónica pequeña entre los núcleos atómicos, existiendo uno o más nodos perpendiculares al eje
internuclear. Según el método de combinación lineal de orbitales atómicos, un orbital antienlazante
se forma mediante la interferencia destructiva de dos orbitales atómicos de simetría apropiada. De
esta forma, se obtiene un orbital con mayor energía que cualquiera de los dos orbitales atómicos
originales, lo que desfavorece la formación del enlace químico entre los dos átomos.
Puesto que los orbitales de antienlace o antienlazantes tienen mayor energía que los orbitales
atómicos que les dieron origen, en una estructura electrónica molecular suelen ser llenados en último
término.
APLICACIÓN DE LA TEORIA DEL CLOA EN ESPECTROSCOPIA UV-VIS
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.
Orbitales σ y σ*. Son orbitales moleculares localizados a lo largo del eje de unión de los átomos. 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 noenlazante.
BIBLIOGRAFIA:
http://es.wikipedia.org/wiki/Orbital_de_enlace
http://es.wikipedia.org/wiki/Orbital_molecular
http://rabfis15.uco.es/weiqo/Tutorial_weiqo/Hoja8P1.html
http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/docencia/pregrado/estruc_2/curso_08_09/2_UV.pdf