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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. 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