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ANDRADE PABLO
MANRIQUE MARIA
COMBINACIÓN LINEAL DE ORBITALES ATOMICOS
1. Definición de orbitales atómicos
En el modelo atómico surgido tras la aplicación de la Mecánica Cuántica al
átomo de Böhr, se 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.
Este se evidencia como una expresión matemática que describe el
comportamiento de un electrón al moverse en la cercanìa de un nùcleo cargado
positivamente. Hay diferentes tipos de orbitales, con tamaño y formas
diferentes, y que están dispuestos en torno al núcleo de maneras específicas.
El tipo particular de orbital que ocupa un electrón depende de su energía. es
importante conocer especialmente las formas de estos orbitales y sus
posiciones recíprocas, puesto que determinan las disposición espacial de los
átomos de una molécula e incluso ayudan a determinar su comportamiento
químico.
2. Tipos de orbitales atómicos
Existen cuatro tipos de orbitales atómicos y sus nombres se deben 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.
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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 ml (-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).
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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.
3. Combinación lineal de orbitales atómicos
La propiedad ondulatoria más importante de los orbitales atómicos es su
capacidad de combinarse y traslaparse para dar ondas estacionarias más
complejas se les llama combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA).
La aproximación de orbitales moleculares como combinación lineal de orbitales
atómicos (OM-CLOA) fue introducida en 1929 por Sir John Lennard-Jones. Los
orbitales atómicos se pueden combinar o superponer para formar ondas
permanentes más complejas. Se pueden sumar y restar sus funciones de onda
para obtener las funciones de onda de nuevos orbitales. Este proceso se
conoce como combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA) y sus
principios fundamentales son:
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Los orbitales moleculares se forman por la combinación o interacción de
orbitales atómicos de 2 o más átomos.
El número de orbitales nuevos generados siempre es igual al número de
orbitales iniciales.
Cuando interaccionan orbitales en el mismo átomo, éstos forman orbitales
atómicos híbridos que definen la geometría de los enlaces.
Sólo los electrones de valencia participan en el enlace químico, y solamente
los orbitales de valencia se combinan para formar orbitales moleculares.
Cuando se forman dos orbitales moleculares a partir de dos orbitales
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atómicos, uno de ellos es de menor energía (se denomina orbital
enlazante), y otro de mayor energía (orbital antienlazante).
Los orbitales moleculares cumplen con la regla de Hund y con el principio
de exclusión de Pauling.
Sólo los orbitales atómicos que tienen propiedades de simetría idénticas
pueden interaccionar entre sí.
La mezcla de los orbitales es más significativa cuando los orbitales
atómicos tienen aproximadamente la misma energía. A medida que la
diferencia de energía (ΔE) entre los orbitales atómicos aumenta, el
solapamiento de los orbitales es menos efectivo.
El caso más sencillo es el de la formación de la molécula de Hidrógeno (H 2),
donde interaccionan 2 átomos, cada uno con un solo orbital ocupado por un
único electrón.
Al combinar dos orbitales atómicos 1s del hidrógeno se obtienen dos
orbitales moleculares sigma, uno enlazante (de menor energía) y otro
antienlazante (de mayor energía al que se lo representa con un asterisco). Los
dos electrones de valencia se colocan con espines antiparalelos en el orbital σ
y el orbital σ* queda vacío: la molécula es estable.
4. Orbitales moleculares
Según la Teoría de los Orbitales Moleculares, los enlaces covalentes de las
moléculas se forman por solapamiento de orbitales atómicos, de manera que
los nuevos orbitales moleculares pertenecen a la molécula entera y no a un
solo átomo. Durante la formación de un enlace, los orbitales atómicos se
acercan y comienzan a solaparse, liberando energía a medida que el electrón
de cada átomo es atraído por la carga positiva del núcleo del otro átomo.
Cuanto mayor sea el solapamiento, mayor será el desprendimiento de energía
y, por lo tanto, menor será la energía del orbital molecular. Si el proceso de
aproximación de los átomos continúa, los núcleos atómicos pueden llegar a
repelerse mutuamente, lo que hace que la energía del sistema aumente. Esto
significa que la máxima estabilidad (mínima energía) se alcanza cuando los
núcleos se encuentran a una distancia determinada que se conoce como
longitud de enlace.
5. Orbitales moleculares enlazantes
Cuando se superponen dos ondas, pueden reforzarse o interferirse
mutuamente. La adición de dos orbitales atómicos en fase da lugar a su mutuo
reforzamiento y a la formación de un orbital molecular de enlace con una alta
densidad electrónica en medio de los núcleos enlazados.
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Por lo tanto el orbital molecular de menor energía se forma cuando se solapan
dos orbitales atómicos que están en fase. Este orbital contiene a los dos
electrones y mantiene a los dos átomos unidos, por lo que se denomina orbital
molecular enlazante.
6. Orbitales moleculares antienlazantes
Si las ondas se encuentran fuera de fase, es decir se interfieren mutuamente.
Esto da lugar a un orbital molecular con un nodo entre los núcleos. En este
orbital molecular es muy baja la probabilidad de encontrar un electrón en la
zona internuclear. La consecuencia es que este orbital molecular da origen a
un sistema en el que los núcleos no están separados por el par electrónico y
por lo tanto se repelen mutuamente.
A causa de está repulsión nuclear, el sistema posee un contenido de energía
superior al formado con orbitales atómicos en fase. Este orbital de energía
superior es un orbital molecular de antienlace.
Entonces a consecuencia de la combinación fuera de fase se forma otro orbital
molecular, que posee una energía mayor que la suma de las energías de los
dos orbitales atómicos separados. Este orbital molecular se denomina
antienlazante y es destructivo, es decir, si los electrones se encontraran en
este orbital, los dos átomos se repelerían.
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7. Aplicación de la teoría de CLOA en la espectroscopía UV-VIS
Las longitudes de onda de la luz UV absorbida por una molécula se
determinan por la diferencias de energía electrónicas entre los orbitales de una
molécula.
Los enlaces sigma son muy estables y los electrones de este enlace no son
afectados por radiaciones con longitudes de onda superiores a 200nm a
diferencia de los electrones del enlace pi que pueden ser excitados fácilmente y
por lo tanto promovidos a orbitales de energía más altos. Los sistemas
conjugados normalmente tienen orbitales vacantes de baja energía, por lo que
las transiciones electrónicas hacia estos orbitales dan lugar a absorciones
características en la región UV.
Por ejemplo, el etileno, tiene dos orbitales pi: el orbital enlazante (π, el HOMO)
y el orbital antienlazante (π*, el LUMO).en el estado fundamental hay dos
electrones en el orbital enlazante y ninguno en el orbital antienlazante. Un fotón
con la cantidad de energía adecuada puede excitar a un electron desde el
orbital enlazante (π) al orbital antienlazante (π*). Esta transición de un orbital
enlazante π a un orbital antienlazante π* se conoce como transición π
π*.
La transición π
π* del etileno requiere absorción de luz a 171 nm. La
mayoría de los espectrómetros UV no pueden detectar esta absorción ya que
queda oculta por la absorción debida al oxigeno del aire; sin embargo, en los
sistemas conjugados, hay transiciones electrónicas con energías más bajas
que corresponden a longitudes de onda superiores a 200nm.
La diferencia de energía entre el HOMO y el LUMO disminuye cuando el
número de conjugaciones aumenta, consecuentemente el compuesto
absorberá luz de mayor longitud de onda.
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Un ejemplo es el beta caroteno, que tiene once dobles enlaces conjugados en
su sistema pi, absorbe a 454 nm, en la región visible del espectro que
corresponde a la absorción de la luz azul. Si a la luz blanca se le sustrae el
color azul, el resultado es el color naranja. El beta caroteno es el compuesto
principal que da el color naranja a las zanahorias
BIBLIOGRAFIA
www.cespro.com/Materias/.../quimicaorganica.htm
http://www.geocities.com/Colosseum/Slope/1616/Organica/estereo.html
http://knol.google.com/k/carlos-timana/qu%C3%ADmica-org%C3%A1nica-icap%C3%ADtulo-ii/1i9bigcdjv82f/21#
Fesseden & Fesseden, Química Orgánica, University of Montana, Grupo
editorial Iberoamerica, 1982. Pag 45 a 51
Wade. LG. Quimica Orgánica; 5Ed; 2004; págs.:666, 667, 668