Download orbitales atomicos - q

UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
FUNDAMENTOS ESPECTROSCÓPICOS
Integrantes:
Artos Yesenia-Química Farmacéutica
Olmedo Diego-Bioquímica Clínica
1.- Definición de orbitales atómicos
En el tratamiento mecanocuántico de los átomos, las funciones de ondas
monoelectrónicas que se obtienen como solución de la ecuación de Schrödinger
se
llaman
orbitales
atómicos.
En el tratamiento mecanocuántico de las moléculas, generalmente es necesario
expresar las soluciones con combinación lineal de funciones monoelectrónicas
centradas en los núcleos atómicos de los átomos constituyentes de la molécula.
Estas funciones se llaman "orbitales atómicos" aunque no sean soluciones de la
ecuación de Schrödinger para esos átomos (si se tomaran aisladamente). Este
método recibe el nombre de orbitales moleculares por combinación lineal de
orbitales atómicos (método OM-CLOA).
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.
En sí un orbital atómico es una determinada solución particular, espacial e
independiente del tiempo a la ecuación de Schrödinger para el caso de un electrón
sometido a un potencial coulombiano.
2.- Tipos de orbitales atómicos
Orbital s
El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. En la figura
siguiente se muestran dos formas alternativas para 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 que el electrón
pasa la mayor parte del tiempo.
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, los orbitales p presentan n-2 nodos radiales en la
densidad electrónica, de modo que al incrementarse el valor del número cuántico
principal la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico. El
orbital "p" representa también la energía que posee un electrón y se incrementa a
medida que se aleja entre la distancia del núcleo y el orbital.
Orbital d
Los orbitales d tienen formas más diversas 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). Siguiendo la misma tendencia, presentan n-3 nodos radiales.
Orbital f
Los orbitales f tienen formas aún más exóticas, que se pueden derivar de añadir
un plano nodal a las formas de los orbitales d. Presentan n-4 nodos radiales.
3.- Combinación lineal de orbitales atómicos
Una Combinación Lineal de Orbitales Atómicos o CLOA es una superposición
cuántica de orbitales atómicos, es decir suma y resta de funciones de onda para
obtener las funciones de onda de nuevos orbitales y una técnica para calcular
orbitales moleculares en química cuántica. El numero de orbitales nuevos
generados siempre es igual al número de orbitales iniciales.
1. Cuando los orbitales de átomos diferentes interaccionan, dan lugar a
orbitales moleculares (OM), lo que conduce al enlace (o antienlace).
2. Cuando interaccionan orbitales en el mismo átomo, éstos forman orbitales
atómicos híbridos que definen la geometría de los enlaces.
4.- Orbitales moleculares
Los orbitales moleculares son los orbitales (funciones matemáticas) que
describen el comportamiento ondulatorio que pueden tener los electrones en las
moléculas. Estas funciones pueden usarse para calcular propiedades químicas y
físicas tales como la probabilidad de encontrar un electrón en una región del
espacio.
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 tipos de orbitales moleculares son:
1. Orbitales σ enlazantes: Combinación de orbitales atómicos s con p (s-s pp s-p p-s). Enlaces "sencillos" con grado de deslocalización muy pequeño.
Orbitales con geometría cilíndrica alrededor del eje de enlace.
2. Orbitales π enlazantes: Combinación de orbitales atómicos p
perpendicuales al eje de enlace. Electrones fuertemente deslocalizados que
interaccionan fácilmente con el entorno. Se distribuyen como nubes
electrónicas por encima y debajo del plano de enlace.
3. Orbitales σ* antienlazantes: Versión excitada (de mayor energía) de los
enlazantes.
4. Orbitales π* antienlazantes: Orbitales π de alta energía.
5. Orbitales n: Para moléculas con heteroátomos (como el N o el O, por
ejemplo). Los electrones desapareados no participan en el enlace y ocupan
este orbital.
Los orbitales moleculares se "llenan" de electrones al igual que lo hacen los
orbitales atómicos.
5.- Orbitales moleculares enlazantes
Cuando dos átomos se aproximan uno a otro, sus funciones de onda 1s (molécula
de hidrógeno) pueden sumarse constructivamente para que de esta manera se
refuercen una a la otra, o destructivamente, y de esta forma se anulan en la zona
donde se solapan. En la siguiente figura se ve como interaccionan
constructivamente las funciones de onda cuando están en fase y tienen el mismo
signo en la región internuclear. Las funciones de onda se refuerzan una a otra e
incrementan la densidad electrónica en la región de enlace. El resultado es un
orbital
molecular
enlazante.
Por lo tanto un orbital molecular de enlace tiene menor energía y mayor
estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron. Colaboran en el enlace de
manera que los núcleos positivos vencen las fuerzas electrostáticas de repulsión
debido a la atracción que crea la nube electrónica negativa, entre ambos hay una
distancia que se conoce como, longitud de enlace.
6.- Orbitales moleculares antienlazantes
Cuando los orbitales 1s(molecula de hidrogeno) desfasados se solapan, se forma
un orbital molecular antienlazante. Las dos funciones de onda 1s tienen signos
opuestos, por lo que tienden a anularse cuando se solapan. El resultado es un
nodo que separa los dos atomos; la presencia de un nodo que separa los dos
nucleos generalmente indica que el orbital es antienlazante.
Un orbital molecular de antienlace tiene mayor energía y menor estabilidad que
los orbitales atómicos que lo formaron, es por ello que crean repulsión, al
contrario que los enlazantes.
7.- Aplicación de la teoría de CLOA en la espectroscopía UV-VIS
La aplicación está en que para la espectroscopia de ultravioleta visible se debe
conocer las características de los orbitales moleculares enlazantes y
antienlazantes los cuales son los responsables de formar los enlaces sigma que
son muy estables y los electrones de estos enlaces generalmente no son
afectados por radiaciones con longitudes de onda superiores a 200nm.
Pero se toma en cuenta los enlaces pi ya que poseen electrones que pueden ser
excitados más fácilmente y promovidos a orbitales de energía más altos.
Se debe tomar en cuenta que en los sistemas conjugados normalmente existen
orbitales vacantes de baja energía, por lo que las transiciones electrónicas hacia
estos orbitales dan lugar a absorciones características en la región UV.
Además, la transición de los electrones es HOMO-LUMO; esto quiere decir que
van desde el orbital molecular más alto ocupado hasta el orbital molecular más
bajo desocupado, pudiendo ser la transición desde un orbital enlazante a un
antienlazante.
Ejemplo:
Al ser menor la diferencia de energía entre el HOMO y el LUMO, la longitud de
onda de absorción será mayor.
Bibliografía:
Internet: buscador google

http://jdrivas182.blogspot.com/2010/06/orbital-zona-de-alta-probabilidadde.html

http://quimica.laguia2000.com/general/orbital-molecular

http://es.wikipedia.org/wiki/Orbital_molecular
Libro:

L.G.WADE,Jr.,Química Orgánica, quinta edición, pág 40-41-666-667.