Download Orbitales moleculares - q

INTEGRANTES:
Tatiana Stephanie Mora
María Isabel Silva
Universidad Central del Ecuador
Facultad de Ciencias Químicas
Espectroscopia
TEMA: Combinación Lineal de Orbitales Atómicos
Definición de orbitales atómicos
Un orbital es una función matemática que describe la región en torno al núcleo donde existe mayor
probabilidad de encontrar al electrón. Los orbitales se describen con la ayuda de tres números
cuánticos: n (principal), l (secundario), m (magnético).
Cada orbital puede ser ocupado como máximo por dos electrones que se diferencian en el número
cuántico de espín (s).
Un orbital atómico es una descripción ondulatoria del tamaño, forma y orientación de una región
del espacio disponible para un electrón; es decir, zona más probable en la que se puede encontrar a
un electrón en un átomo, el orbital puede ser descrito por su función de onda, que es la descripción
matemática de la forma de la onda de vibración.
Todas las ondas tienen un signo positivo por un breve instante y en el instante siguiente adoptan
signo negativo, es decir que se desplazan hacia arriba y hacia abajo similares a las cuerdas de una
guitarra, esto al igual que el orbital 1s que se lo representa con signo más y menos para indicar el
signo instantáneo de la función de onda.
Los números describen el tamaño, la forma y la orientación en el espacio de los orbitales en un
átomo.
El número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital, por ejemplo: los orbitales para los
cuales n=2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor entero
empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.
El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital atómico. Puede
tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por
ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4. Siguiendo la antigua terminología de los
espectroscopistas, se designa a los orbitales atómicos en función del valor del número cuántico
secundario, l, como:
l = 0 orbital s (sharp)
l = 1 orbital p (principal)
l = 2 orbital d (diffuse)
l = 3 orbital f (fundamental)
El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital. Se denomina
magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a definir en relación a un campo
magnético externo. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores
posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.
El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2.
Tipos de orbitales atómicos
Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número
cuántico principal, asi un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s.
Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje.
La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0
y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.
Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que
corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)
Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que
corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).
Una vez descritos los cuatro números cuánticos, podemos utilizarlos para describir la estructura
electrónica del átomo de hidrógeno:
Combinación lineal de orbitales atómicos
Al enlazar dos átomos, los orbitales atómicos se fusionan para dar orbitales moleculares :
Enlazantes: De menor energía que cualquiera de los orbitales atómicos a partir de los cuales se creó.
Se encuentra en situación de atracción, es decir, en la región internuclear. Contribuyen al enlace de
tal forma que los núcleos positivos vencen las fuerzas electrostáticas de repulsión gracias a la
atracción que ejerce la nube electrónica de carga negativa que hay entre ellos hasta una distancia
dada que se conoce como longitud de enlace.
Antienlazantes: De mayor energía, y en consecuencia, en estado de repulsión.
Los tipos de orbitales moleculares son:
Orbitales σ enlazantes: Combinación de orbitales atómicos s con p (s-s p-p s-p p-s). Enlaces
"sencillos" con grado de deslocalización muy pequeño. Orbitales con geometría cilíndrica alrededor
del eje de enlace.
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.
Orbitales σ* antienlazantes: Versión excitada (de mayor energía) de los enlazantes.
Orbitales π* antienlazantes: Orbitales π de alta energía.
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.
Orbitales moleculares
La estabilidad de un enlace covalente es producida por una gran densidad electrónica en la región
del enlace, el espacio entre los dos núcleos. En la región del enlace, los electrones están próximos a
ambos núcleos, dando lugar a un descenso de la energía total.
Cuando dos átomos se aproximan uno a otro, sus funciones de onda se suman, es decir un orbital
atómico puede superponerse con un orbital atómico de otro átomo, y matemáticamente se sumar
sus funciones de onda que describen cada orbital. Estos cálculos se conocen como la teoría de
combinación lineal de orbitales atómicos.
Existen reglas generales que pueden aplicarse a todos los tipos de orbitales moleculares.
 Cualquier orbital, molecular o atómico, puede alojar un máximo de dos electrones, que deben
ser de espin opuesto
 El número total de orbitales moleculares es igual al de orbitales atómicos que participaron
en su formación.
 En el proceso de llenado de los orbitales moleculares con electrones, se van ocupando
primero los de energía más baja.
Un orbital molecular, al igual que un orbital atómico, puede estar vacío, alojar un electrón, o un
máximo de dos electrones apareados.
Si ambos orbitales están en fase, el resultado es su refuerzo mutuo y la formación de lo que se
conoce con el nombre de orbital molecular de enlace. La interacción entre dos orbitales atómicos
fuera de fase conduce, por el contrario, a su interferencia creándose un nodo entre ambos núcleos:
se ha formado un orbital molecular de antienlace.
Orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes
Cuando se superponen dos ondas, pueden reforzarse o interferirse mutuamente. La adición d dos
orbitales atómicos en fase, da lugar a su mutuo reforzamiento y a la formación de un orbital
molecular o de enlace, con una alta densidad electrónica en medio de los núcleos enlazados.
Si ambas ondas están fuera de fase, d 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
esta repulsión nuclear, el sistema posee un contenido de energía superior al formado por dos
átomos independientes. Este orbital de energía superior es un orbital molecular de antienlace, esto
no se debe a que los electrones estén en el antienlace estén más alejados de los núcleos que en los de
enlace, sino a la presencia de un nodo entre ellos mismo.
Todos los orbitales moleculares de enlace tiene orbitales moleculares de antienlace asociados con
ellos. En cada caso, la molécula con sus electrones en un orbital de enlace, tiene una energía inferior
a los átomos aislados, mientras que la molécula con sus electrones en un orbital de anti-enlace,
tienen una energía superior a los átomos aislados.
A causa de esta mayor energía de los orbitales de antienlace, los electrones tienden generalmente a
no ocuparlos.
Aplicación de la teoría de CLOA en la espectroscopía UV-VIS
Es importante la teoría de CLOA en esta espectroscopía, ya que las longuitudes de la luz UV
absorbida por una molécula se determinan por las diferencias de energía electrónicas entre los
orbitales de la molécula.
En este caso, los enlaces sigma al ser más estables, no son afectados por radiaciones con este tipo de
longitudes, en cambio, los enlaces pi, tienen electrones que pueden ser excitados más fácilmente y
promovidos a energías más altas.
De esta forma, los sistemas conjugados, que suelen tener orbitales vacantes de baja energía, pueden
tener transiciones electrónicas hacia estos orbitales y dar absorciones características en la región
UV.
Asi, por ejemplo, los dienos conjugados absorben a mayores longitudes de onda que los alquenos
simples, los trienos conjugados absorben incluso a mayores longitudes de onda.
En general, se puede decir, que a medida que un compuesto contenga mayor cantidad de dobles
enlaces conjugados, absorberá luz de mayor longitud de onda.
La espectroscopia UV-VIS puede detectar las transiciones de los sistemas conjugados y
proporciona información sobre la estructura y el tamaño de la parte conjugada de la molécula.
BIBLIOGRAFIA:
Páginas Web.
 Google. http://rabfis15.uco.es/weiqo/Tutorial_weiqo/Hoja6P1.html, 01-07-11
 Google. http://es.wikipedia.org/wiki/Orbital_molecular 01-07-11
 Google.
http://www.google.com/imgres?imgurl=http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/
Contquimica/Quimica_organica/ImagenesQorg/Qorg04.GIF&imgrefurl=http://www.cespro.
com/Materias/MatContenidos/Contquimica/Quimica_organica/quimicaorganica.htm&usg=
__tb_zagwKRF35lQoZmY28QRKuze4=&h=523&w=452&sz=6&hl=es&start=1&zoom=1&um=1
&itbs=1&tbnid=1X6A3ZIrwHEGM:&tbnh=131&tbnw=113&prev=/search%3Fq%3Dcombinacion%2Bde%2Borbitales%2Bat
omicos%26um%3D1%26hl%3Des%26biw%3D1024%26bih%3D560%26tbm%3Disch&ei=B
SIRTu2THsa4tge956WCDg 01-07-11
 Google.
http://www.google.com/imgres?imgurl=http://www.monografias.com/trabajos67/electron
ica-organica/electronicaorganica_image007.jpg&imgrefurl=http://www.monografias.com/trabajos67/electronicaorganica/electronicaorganica2.shtml&usg=__C079pkssrrN55MwwQijNUcgaCJk=&h=428&w=730&sz=29&hl=es&s
tart=2&zoom=1&um=1&itbs=1&tbnid=d9Jb5nRrTosX1M:&tbnh=83&tbnw=141&prev=/sear
ch%3Fq%3Dcombinacion%2Bde%2Borbitales%2Batomicos%26um%3D1%26hl%3Des%26
biw%3D1024%26bih%3D560%26tbm%3Disch&ei=BSIRTu2THsa4tge956WCDg 01-07-11
Libros


FESSENDEN, Ralph, Química Orgánica, Primera Edición
WADE, L.G, Química Orgánica, Quinta Edición