Orbital molecular

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Conxuntu d'orbitales moleculares completu del acetilenu (H–C≡C–H). La columna esquierda amuesa los orbitales moleculares que tán ocupaos nel estáu fundamental, cola enerxía orbital menor na parte cimera. La llinia blanca y gris visible en dellos orbitales moleculares ye la exa molecular que pasa al traviés de los nucleos. Les funciones d'onda orbitales son positives nes rexones coloraes y negatives nes azules. La columna derecha amuesa orbitales moleculares virtuales que tán vacíos nel estáu fundamental, pero pueden ser ocupaos n'estaos escitaos.

En química cuántica, los orbitales moleculares son rexones del espaciu que contienen la densidá electrónica definida por (funciones matemátiques) que describen el comportamientu ondulatoriu que pueden tener los electrones nes molécules. Estes funciones pueden usase pa calcular propiedaes químiques y físiques tales como la probabilidá d'atopar un electrón nuna rexón del espaciu. El términu orbital foi presentáu per primer vegada n'inglés por Robert S. Mulliken en 1932 como abreviatura de «función d'onda orbital d'un electrón» (one-electron orbital wave function[1]) a partir d'una traducción de la pallabra alemana utilizada en 1925 por Erwin Schrödinger, 'Eigenfunktion'. Dende entós considérase un sinónimu a la rexón del espaciu xenerada con dicha función. Los orbitales moleculares constrúyense davezu por combinación llineal d'orbitales atómicos centraos en cada átomu de la molécula. Utilizando los métodos de cálculu de la estructura electrónica, como por casu, el métodu de Hartree-Fock o'l de los campos autoconsistente (self-consistent field, SCF), pueden llograse de forma cuantitativa.

Configuración electrónica[editar | editar la fonte]

Los orbitales moleculares utilizar pa especificar la configuración electrónica de les molécules, que dexa describir el estáu electrónicu del sistema molecular como un productu antisimetrizado de los espín-orbitales. Pa ello suelen representar los orbitales moleculares como una combinación llineal d'orbitales atómicos (tamién denomináu LCAO-MO). Una aplicación importante ye utilizar orbitales moleculares averaos como un modelu simple pa describir l'enllaz nes molécules.

La mayoría de los métodos de química cuántica empiecen col cálculu de los orbitales moleculares del sistema. L'orbital molecular describe'l comportamientu d'un electrón nel campu eléctrico xeneráu polos nucleu y una distribución promediada del restu de los electrones. Nel casu de dos electrones qu'ocupen el mesmu orbital, el principiu d'esclusión de Pauli obliga a que tengan espines opuestos. Hai que destacar qu'esisten métodos más ellaboraos que nun utilicen l'aproximamientu introducíu al considerar la función d'onda como un productu d'orbitales, como son los métodos basaos nel usu de funciones d'onda de dos electrones (geminales).

Llogru cualitativu d'orbitales moleculares[editar | editar la fonte]

Col fin de describir cualitativamente la estructura molecular pueden llograse los orbitales moleculares averándolos como una combinación llineal d'orbitales atómicos.

Delles regles sencielles que dexen llograr cualitativamente los orbitales moleculares son:

  • El númberu d'orbitales moleculares ye igual al númberu d'orbitales atómicos incluyíos na espansión líneal.
  • Los orbitales atómicos entemécense más (esto ye, contribúin más a los mesmos orbitales moleculares) si tienen enerxíes similares. Esto asocede nel casu de molécules diatómicas homonucleares como l'O2. Sicasí nel casu de que se xunan distintos nucleos la desigual carga (y por tantu la carga efectiva y la electronegatividad) faen que l'orbital molecular se deforme. D'esta manera los dos orbitales 1s del hidróxenu asolapar al 50% contribuyendo por igual a la formación de los dos orbitales moleculares, ente que nel enllaz H-O l'osíxenu tien un coeficiente de participación mayor y l'orbital molecular va paecese más al orbital atómicu del osíxenu (según la descripción matemática de la función d'onda)
  • Los orbitales atómicos namái s'entemecen si dexar les regles de simetría: los orbitales que se tresformen acordies con distintos representaciones irreducibles del grupu de simetría nun s'entemecen. De resultes, les contribuciones más importantes provienen de los orbitales atómicos que más asolapen (enllazar).

La molécula d'hidróxenu[editar | editar la fonte]

Como exemplu simple, ye ilustrativa la molécula de dihidrógeno H2, con dos átomos etiquetaos H' y H". Los orbitales atómicos más baxos n'enerxía, 1s' y 1s", nun se tresformen acordies con la simetría de la molécula. Sicasí, les siguientes combinaciones líneales sí lo faen:

1s' - 1s" Combinación antisimétrica: negada por reflexón, inalterada poles otres operaciones
1s' + 1s" Combinación simétrica: inalterada por toles operaciones

Polo xeneral, la combinación simétrica (llamada orbital enlazante) ta más baxa n'enerxía que los orbitales orixinales, y la combinación antisimétrica (llamada orbital antienlazante) ta más alta. Como la molécula de dihidrógeno H2 tien dos electrones, los dos pueden ser descritos pol orbital enlazante, de forma que'l sistema tien una enerxía más baxa (por tanto, ye más estable) que dos átomos d'hidróxenos llibres. Esto conozse como enllaz covalente.

L'aproximamientu de orbitales moleculares como combinación llineal d'orbitales atómicos (OM-CLOA) foi introducida en 1929 por Sir John Lennard-Jones. La so publicación amosó cómo derivar la estructura electrónica de les molécules de diflúor y dioxígeno a partir de principios cuánticos. Esti acercamientu cuantitativu a la teoría d'orbitales moleculares representó la nacencia de la química cuántica moderna.

Tipos d'orbitales moleculares[editar | editar la fonte]

Al enllazar dos átomos, los orbitales atómicos fundir pa dar orbitales moleculares :

  • Enlazantes: De menor enerxía que cualesquier de los orbitales atómicos a partir de los cualos creóse. Atópase en situación d'atracción, esto ye, na rexón internuclear. Contribúin al enllaz de tala forma que los nucleos positivos vencen les fuercies electrostáticas de repulsión gracies a l'atracción qu'exerz la nube electrónica de carga negativa qu'hai ente ellos hasta una distancia dada que se conoz como llargor d'enllaz.
  • Antienlazantes: De mayor enerxía, y arriendes d'ello, n'estáu de repulsión.

Los tipos d'orbitales moleculares son:

Orbit.jpg
  1. Orbitales σ enlazantes: combinación d'orbitales atómicos s con p (s-s p-p s-p p-s). Enllaces "senciellos" con grau de deslocalización bien pequeñu. Orbitales con xeometría cilíndrica alredor de la exa d'enllaz.
  2. Orbitales π enlazantes: combinación d'orbitales atómicos p perpendicuales a la exa d'enllaz. Electrones fuertemente deslocalizados que interaccionan fácilmente cola redolada. Distribúyense como nubes electróniques percima y debaxo del planu d'enllaz.
  3. Orbitales σ* antienlazantes: versión escitada (de mayor enerxía) de los enlazantes.
  4. Orbitales π* antienlazantes: orbitales π d'alta enerxía.
  5. Orbitales n: pa molécules con heteroátomos (como'l N o l'O, por casu). Los electrones desapareados nun participen nel enllaz y ocupen esti orbital.

Los orbitales moleculares se "enllenen" d'electrones al igual que lu faen los orbitales atómicos:

  • Por orde creciente del nivel d'enerxía: enllénense antes los orbitales enlazantes que los antienlazantes, siguiendo ente estos un orde creciente d'enerxía. La molécula va tender a rellenar los orbitales de cuenta que la situación enerxética sía favorable.
  • Siguiendo'l principiu d'esclusión de Pauli: cuando se formen los orbitales moleculares estos van poder allugar a lo más dos electrones, teniendo estos espines distintos.
  • Aplicando la regla de máxima multiplicidá de Hund: Los orbitales moleculares dexeneraos (col mesmu nivel d'enerxía) tienden a partir los electrones desapareándolos al máximos (espines paralelos). Esto asocede pa consiguir orbitales semillenos que son más estables qu'una subcapa llena y otra vacida por cuenta de les intenses fuercies repulsivas ente los electrones. Gracies a ello puédense esplicar propiedaes de ciertes molécules como'l paramagnetismo del osíxenu molecular (l'orbital más esternu de la molécula tien electrones desapareados que interaccionan con un campu magnético).

Según estes regles van completándose los orbitales. Una molécula va ser estable si los sos electrones atopar de forma mayoritaria n'orbitales enlazantes y va ser inestable si atopar n'orbitales antienlazantes:

  • Al combinar dos orbitales 1s del hidróxenu llógrense dos orbitales moleculares sigma, unu enlazante (de menor enerxía) y otru
    antienlazante (de mayor enerxía). Los dos electrones de valencia asitiar con espines antiparalelos nel orbital σ y l'orbital σ*
    queda vacíu : la molécula ye estable.
  • Al combinar dos orbitales 1s d'heliu formen dos orbitales moleculares sigma y los cuatro electrones enllenen tolos
    orbitales. Sicasí los orbitales antienlazantes fuercen a la molécula a disociarse y vuélvese inestable, por ello non
    esiste molécula d'He2.

Ver tamién[editar | editar la fonte]

Notes[editar | editar la fonte]

  1. Mulliken, Robert S. (xunetu de 1932). «Electronic Structures of Polyatomic Molecules and Valence. II. Xeneral Considerations». Physical Review 41 (1). doi:10.1103/PhysRev.41.49. Bibcode1932PhRv...41...49M. 





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