Download orbitales moleculares

ENLACES QUÍMICOS:
Geometría molecular y teorías de enlace:
Las estructuras de Lewis (bidimensionales) nos ayudan a entender la composición de las
moléculas y sus enlaces covalentes. Sin embargo, no muestran uno de los aspectos más
importantes: su forma tridimensional. La forma y el tamaño de una molécula dependen de
los ángulos y distancias entre los núcleos de sus átomos componentes. En un enlace
covalente, los electrones se ubican en la molécula de manera que la repulsiones
electrostáticas se reduzcan al mínimo. Por lo tanto, el resultado de la repulsión de los
electrones que se encuentran en torno al átomo central es lo que determinará la disposición
que los átomos adoptarán en el espacio.
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 m l (-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.
HIBRIDACIÓN o HIBRIDIZACIÓN:
Es la combinación lineal de orbitales atómicos de un mismo átomo para dar orbitales
atómicos híbridos.
a) Hibridación sp: Ocurre cuando se combina un orbital s con otro p para formar DOS
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orbitales híbridos sp, cuya energía es intermedia entre la de los orbitales s y p.
Como los orbitales formados se ubican en un ángulo de 180º, las moléculas formadas son
lineales. Ejemplo: la hibridización del Be en la molécula de BeCl 2 (Cloruro de Berilio). El Be
puede formar 2 enlaces iguales con 2 átomos de cloro, los enlaces se ubican en forma
opuesta por la repulsión de los pares electrónicos.
E
E
2p
2p
p
p
2sp
2s
1s
1s
Los orbitales se representan en la figura:
Figura: Un orbital s y un orbital p se pueden hibridar para formar 2 orbitales sp equivalentes, cuyos
lóbulos grandes apuntan en direcciones opuestas, con una separación de 180º.
b) Hibridación sp2:
Se combina un orbital s con dos orbitales p para dar tres orbitales híbridos sp 2
equivalentes.
E
E
2p
2p
p
2sp2
2s
1s
p
1s
4
Los orbitales se representan gráficamente en la figura:
Figura: un orbital s y dos orbitales p pueden hibridarse para formar tres orbitales atómicos híbridos
sp2 equivalentes. Los lóbulos grandes de estos orbitales apuntan hcia las esquinas de un triángulo
equilátero.
El átomo puede formar 3 enlaces iguales entre sí, que forman ángulos de 120º debido a la
repulsión de los pares electrónicos. La molécula formada es triangular, Ejemplo BCl 3
(tricloruro de boro), BF3 (trifluoruro de boro), etc.
c) Hibridación sp3:
Se combina un orbital s con tres orbitales p para dar 4 orbitales híbridos sp 3.
E
E
2sp3
2p
p
2s
1s
1s
Los elementos que presentan esta hibridación forman moléculas tetraédricas, en las cuales
el ángulo de enlace es, salvo excepciones, 109,4º. Ejemplo el carbono en la molécula de
tetracloruro de carbono (CCl4).
Otros elementos que presentan esta hibridación son el N en el amoníaco (NH 3), donde los
ángulos de enlace son 107º; y el O en el H2O, con ángulos de 104,5º. En estos dos casos el
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ángulo de enlace no es 109,5º por la repulsión ejercida por los pares de electrones no
enlazantes.
Figura: Los enlaces del H2O pueden visualizarse en términos de la
hibridización sp3 de los orbitales del oxígeno. Dos de los 4 orbitales
híbridos se traslapan con los orbitales 1s de cada hidrógeno para
formar enlaces covalentes. Los otros dos orbitales híbridos están
ocupados por pares no enlazantes de electrones.
Los orbitales híbridos sp3 se muestran en la figura:
Figura: Formación de cuatro orbitales híbridos sp3 equivalentes, a partir de la unión de un orbital s
con tres orbitales p.
Otros tipos de hibridación:
d sp3: es la combinación de un orbital s + un orbital d + tres orbitales p, dando como
resultado cinco orbitales hibridos d sp3. Ej.
El átomo de fósforo en la molécla de PF 5
(pentafluoruro de fósforo).
d2 sp3: es la combinación de un orbital s + dos orbitales d + 3 orbitales p para dar seis
orbitales híbridos d2 sp3. Ejemplo: el átomo de azufre en el SF6, donde forma 6 enlaces con
6
cada átomo de F, gracias a los 6 orbitales híbridos d2 sp3.
ORBITALES MOLECULARES:
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, sp 2
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.
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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):
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:

Los orbitales moleculares se forman por la combinación o interacción de orbitales
atómicos de 2 o mas átomos.

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 atómicos, uno de
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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.

Sólo los orbitales atómicos que tienen propiedades de simetría idénticas pueden
interaccionar entre sí.

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.

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.
El caso mas sencillo es el de la formación de la molécula de Hidrógeno (H2), 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.
La configuración electrónica de la molécula de hidrógeno es: (σ1s)2. El orden de enlace es
1, porque hay un par de electrones enlazantes.
σ*1s
1s
1s
Átomo de H
σ1s
Átomo de H
Molécula de H2

Otro caso: ¿Por qué no existe la molécula He2?
Al combinar dos orbitales 1s de helio se formarían dos orbitales moleculares sigma y los
cuatro electrones llenarían todos los orbitales. Sin embargo los orbitales antienlazantes
forzarían a la molécula a disociarse y se volvería muy inestable. Es por ello que no existe
molécula de He2.
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El diagrama de niveles de energía para He2 sería:
σ*
Átomo de He
1s
1s
Átomo de He
σ
Molécula de He2
De existir la molécula He2, su configuración electrónica sería: (σ1s)2 (σ*1s)2. El orden de
enlace es 0 (cero) porque hay un par de electrones enlazantes y otro par antienlazantes. Es
decir que no se forma este enlace.
Orden de enlace: La estabilidad de un enlace covalente está relacionado con su orden de
enlace, que se define como:
Orden de enlace = ½ (número de e- de enlace – número de e- antienlace)
Un orden de enlace de 1 representa un enlace simple, un orden de enlace de 2 representa
un doble enlace y un orden de enlace de 3 representa un triple enlace.
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