Download orbitales moleculares - q

UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR
FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS
ESCUELA DE QUÌMICA
DENNIS ARIAS
FUNDAMENTOS ESPECTROSCÓPICOS
ENLACES QUÍMICOS:
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.
El nombre de los orbitales atómicos se debe a sus líneas espectroscópicas (en inglés s
sharp, p principal, d diffuse y f (fundamental).
Forma de los orbitales:
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.
ORBITALES MOLECULARES:
3
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.
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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):
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ENLACES MÚLTIPLES:
Doble enlace: Entre dos átomos puede haber más de un enlace, como lo es en el caso
de la molécula de oxígeno, donde hay un doble enlace O=O. Los 4 electrones que
forman dicha unión están ubicados en un orbital enlazante π y en un orbital enlazante
σ.
Enlace triple: En la molécula de Nitrógeno (N2), los dos átomos de N se unen a través
de un enlace covalente triple N≡N. Los 6 electrones que forman el enlace están
bicados en un orbital enlazante σpx, un orbital enlazante πpy y un orbital 00enlazante
πpz.
A medida que aumenta el número de enlaces entre 2 átomos, también incrementa la
energía de enlace de los mismos. Por otro lado, cuanto mayor es el orden de enlace, la
distancia entre los átomos disminuye.
Teoría de los orbitales moleculares (TOM):
Una forma de describir el enlace covalente en términos de la Mecánica cuántica es la
teoría de los orbitales moleculares (TOM), según la cual cuando los átomos
interaccionan, sus orbitales atómicos se combinan transformándose en orbitales
moleculares.
La aproximación de orbitales moleculares como combinación lineal de orbitales
atómicos (OM-CLOA) fue introducida en 1929 por Sir John Lennard-Jones. Los
principios fundamentales de esta combinación de orbitales atómicos (CLOA) son:
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Los orbitales moleculares se forman por la combinación o interacción de orbitales
atómicos de 2 o mas átomos.
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Sólo los electrones de valencia participan en el enlace químico, y solamente los
orbitales de valencia se combinan para formar orbitales moleculares.
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Cuando se forman dos orbitales moleculares a partir de dos orbitales 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 Pauli.
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Sólo los orbitales atómicos que tienen propiedades de simetría idénticas pueden
interaccionar entre sí.
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La mezcla de los orbitales es más significativa cuando los arbitales 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.
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Se puede representar en el diagrama de orbitales moleculares (OM), a los orbitales
atómicos y moleculares con sus respectivos niveles de energía y con la
distribución de los electrones
APLICACIÓN DEL CLOA EN ESPECTROCOPIA UV VIS
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Transiciones electrónicas en moléculas orgánicas
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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.
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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*. 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, Halogenos).
Energéticamente tienen carácter no-enlazante.
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Bibliografía
• http://www.slideshare.net/citharichthys/orbitales/download
• http://docs.google.com/viewer?
a=v&q=cache:gJy_rMi0VsEJ:www.fq.uh.cu/dpto/qf/docencia/pregrado/estruc_2/uv/des
cargas/uv_3.pdf+COMBINACI
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