Teoría del Orbital Molecular

Concepto de teoría del orbital molecular

Antes de sumergirnos en la Teoría de los Orbitales Moleculares, repasemos los conceptos básicos de los or bitales atómicos y los diagramas de orbitales electrónicos basados en la configuración electrónica. Los orbitales atómicos son regiones del espacio donde pueden encontrarse electrones.

Veamos los orbitales atómicos s, p y d .

• Los orbitaless tienen forma esférica , y sólo existe un orbital s en el subesqueleto s. Estos orbitales atómicos no contienen nodos.
• Se dice que los orbitalesp tienen forma de mancuerna, dos fases y un nodo. En el subesqueleto p hay tres orbitales p.
• Los orbitalesd pueden tener forma de trébol de cuatro hojas o forma toroidal y tener un nodo. En el subesqueleto d hay cinco orbitales d.

Recuerda que los electrones se distribuyen (1s, 2s, 2p...) dentro de los orbitales utilizando el principio de Aufbau, que establece que los electrones llenan primero los orbitales de menor energía. Otras reglas importantes al tratar con diagramas orbitales son la regla de Hund y el principio de exclusión de Pauli.

• Laregla de Hund establece que los orbitales de la misma energía (degenerados) se llenan primero por la mitad antes de llenarse totalmente.
• Elprincipio de exclusión de Pauli establece que un orbital puede contener un máximo de dos electrones que tengan orientaciones de espín opuestas, ↾ o ⇃.

Veamos un ejemplo.

La teoría de los orbitalesmoleculares suele ser más complicada que dibujar diagramas de orbitales, así que vayamos despacio. Podemos empezar examinando una teoría llamada teoría del enlace de valencia.

Por ejemplo, si tienes dos átomos de hidrógeno (H) separados, que tienen sus electrones no apareados en un orbital 1s, y estos dos átomos de hidrógeno se acercan entre sí, ¡sus orbitales se solaparán y darán lugar a orbitales moleculares!

Fig. 4: Diagrama de orbitales moleculares de la molécula de _H2 - Isadora Santos, StudySmarter Originals.

Los orbitales moleculares dan lugar a la teoría de los orbitales moleculares (MO), y el objetivo de esta teoría es mostrar la combinación de los orbitales atómicos de los elementos en orbitales moleculares.

Diagramas de la teoría de los orbitales moleculares

En primer lugar, es importante saber que los orbitales atómicos son funciones de onda, y cuando estas funciones de onda se solapan, se forman simultáneamente dos tipos de orbitales moleculares: orbitales moleculares de enlace y orbitales molecularesde antienlace (*) .

El solapamientoconstructivo da lugar a la formación de orbitales moleculares de enlace. Por ejemplo, cuando dos átomos de hidrógeno sufren un solapamiento constructivo (suma de las funciones de onda de su orbital 1s), se forma un orbital molecular de enlace (_σ1s). Los orbitales moleculares de enlace tienen una alta concentración de densidad electrónica entre los núcleos.

Los orbitales moleculares de enlace tienen menor energía porque tienen mayor volumen que los orbitales moleculares de antienlace, y también que los orbitales atómicos originales.

El solapamientodestructivo da lugar a la formación de orbitales moleculares antienlazantes. En el caso del hidrógeno, la suma destructiva de las funciones de onda de su orbital 1s da lugar a la formación de un orbital molecular no enlazante (_σ*1s). Este solapamiento destructivo crea un nodo, denominado región de densidad electrónica cero entre los dos átomos.

Solapamiento Sigma (σ) y Pi (∏)

Comprender los enlaces sigma y pi también es importante cuando se trata de orbitales moleculares. Todos los enlaces covalentes son enlaces sigma (σ) o pi (∏).

• Todos los enlaces simples son enlaces sigma (σ).
• Los enlaces pi (∏ ) sólo aparecen en los enlaces dobles y triples. Los dobles tienen un enlace sigma y otro pi, mientras que los triples tienen un enlace sigma y dos pi.

Fig. 8: Enlaces sigma y Pi en la estructura lewis del 2-Butinal, Isadora Santos - StudySmarter Original.

El solapamiento sigma(σ ) es el solapamiento de extremo a extremo de cualquier tipo de orbitales atómicos, que da lugar a orbitales sigma. Por ejemplo, el solapamiento de dos orbitales s en H₂ o el solapamiento de un orbital s y un orbital p en HF se consideran solapamiento sigma. El solapamiento de extremo a extremo de dos orbitales p también se considera un solapamiento sigma.

El solapamiento Pi(∏ ) es un caso especial, y es el resultado del solapamiento lateral de orbitales p. El solapamiento Pi forma orbitales pi. Recuerda: Los enlaces Pi (∏) sólo se ven cuando hay dobles o triples enlaces.

Cuando se combinan dos conjuntos de orbitales p, se forman unorbital molecular de enlace sigma (σ) y unorbital molecular de antienlace sigma (σ*), junto con dos orbitales moleculares de enlace pi ( ∏) y dos orbitales moleculares de antienlace pi (∏*).

Otros diagramas de la Teoría de Orbitales Moleculares

Ahora que ya conocemos la superposición de orbitales. ¡Pasemos página y veamos algunos diagramas! Hay algunos pasos que podemos dar para rellenar un diagrama de orbitales moleculares:

1. Determina la configuración electrónica de ambos elementos.
2. Construye un diagrama de orbitales moleculares para cada elemento basándote en la ubicación de los electrones de valencia (orbitales de electrones de valencia). Así, los elementos de período 1 empezarán por 1s, los de período 2 por 2s, los de período 3 por 3s, etc.
3. Rellena los orbitales moleculares basándote en el principio de Aufbau, la regla de Hund y el principio de exclusión de Pauli.

Veamos el diagrama de orbitales moleculares del N2_. El nitrógeno tiene una configuración electrónica de ^1s22s22p3. Como el nitrógeno es un elemento de período 2, empezaremos el diagrama de orbitales moleculares por el 2s.

• En primer lugar, rellena el diagrama orbital atómico para los dos átomos de nitrógeno. Cada átomo de nitrógeno tendrá dos electrones en el 2s, y luego 1 electrón en cada 2p, según las instrucciones del principio de Aufbau.
• A continuación, combinamos ambos orbitales atómicos para rellenar el diagrama de orbitales moleculares, que se muestra en gris. ¡Recuerda rellenar siempre primero los orbitales de menor energía!

Ahora bien, debido a la falta de mezcla de sp , el _O2, el _F2 y el _Ne2 tendrán un orbital molecular diferente al de otros elementos del periodo 2. En este caso, se invertirá el orden de los orbitales moleculares _σ2p y _∏2p . Veamos el diagrama de orbitales moleculares del _O2. La configuración electrónica de un átomo de oxígeno es ^1s22s22p6. Como el oxígeno es un elemento de período 2, su diagrama orbital molecular empezará por 2s.

Teoría del orbital molecular de orden de enlace

Para averiguar el orden de enlace de una molécula, podemos utilizar los diagramas de orbitales moleculares. El orden de enlace corresponde al número de enlaces entre átomos.

• Un orden de enlace igual a 1 significa que se trata de un enlace simple.
• Un orden de enlace igual a 2 significa la presencia de un enlace doble.
• Un orden de enlace igual a 3 significa la presencia de un enlace triple.
• Si un orden de enlace es igual a 0, significa que los enlaces son imposibles para esa molécula.

Veamos un ejemplo.

Características de la Teoría del Orbital Molecular

Ahora que estamos más familiarizados con lo que es la teoría de los orbitales moleculares y cómo dibujar diagramas de orbitales moleculares, vamos a hacer una tabla con las características de la teoría de los orbitales moleculares que son significativas.

Limitaciones de la teoría de los orbitales moleculares

La principal limitación de la teoría de los orbitales moleculares es que sólo podemos utilizarlos para hablar de moléculas diatómicas, porque sería mucho más complejo utilizarlos para hablar de moléculas poliatómicas. Por ejemplo, la fórmula del orden de enlace no tiene en cuenta las moléculas poliatómicas.

En tu examen de química AP, probablemente no necesitarás dibujar o rellenar diagramas de orbitales moleculares. Pero conocer la teoría de la MO te permitirá comprender mejor el enlace.