TEORIA ORBITAL MOLECULAR La teora de los orbitales moleculares , postula la combinacin de orbitales atmicos de diferentes tomos para formar orbitales moleculares, de manera que los electrones de estos tomos pertenecen a la molcula considerada como un todo.

La teora orbital molecular describe mejor la distribucin de la nube electrnica y las propiedades magnticas, pero es mas difcil de visualizar.

Formacin de Orbitales MolecularesSe puede considerar a los orbitales moleculares como mezclas de sus orbitales componentes. Dos orbitales atmicos, producen dos orbitales moleculares. Uno de estos orbitales moleculares es un orbital enlazante con un nivel de energa inferior al de cada uno de los orbitales atmicos; el otro es un orbital antienlazante con un nivel de energa superior al de cada unos de los orbitales atmicos.

Al aplicar nuestros conocimientos de cmo se combinan los OA para formar OM, podemos establecer diagramas de energas moleculares para molculas sencillas. (Molculas homonucleares del 1 y el 2 periodo) El uso del diagrama de energas de orbitales moleculares, debe hacerse siguiendo las mismas reglas establecidas para los diagramas de energa atmicos: -Contamos el total de electrones de la nueva molcula. -Rellenemos con estos el orbital molecular, en orden creciente de energa.

-Sin olvidar aplicar el principio de Aufbau, la Regla de Hund, y el principio de exclusin de Pauli. Los OM en orden creciente de energa son: 1s < 1s* < 2s < 2s* < py = pz < p < py* = pz* < p* Exceptuando a las molculas: O2, F2 e (hipotticamente) Ne2; en las cuales, los OM p tienen menor energa que: py = pz. Por lo que sus OM quedan de la siguiente manera: (en orden de energa creciente) 1s < 1s* < 2s < 2s* < 2p < 2py = 2pz < 2py* = 2pz* < 2p* Para facilitar su construccin, debemos tomar en cuenta, solamente los orbitales con electrones de valencia, ya que los de ms baja energa no participan en los enlaces.

*2p

*2p

*2p 2p Energa 2p 2p Energa 2p

*2p 2p 2p

2p

2p

*2s 2s

*2s

2s 2s

2s

2s

OA OM OA de O de O2 de O Orden de Enlace (OE): 2 Diagrama de OM O2

2s OA OM OA de N de N2 de N Orden de Enlace (OE): 3 Diagrama de OM N2

*2p

*2p

*2p 2p Energa 2p 2p Energa 2p

*2p 2p 2p

2p

2p

*2s 2s 2s 2s

*2s

2s 2s

2s OA OM OA + de N de N2 de N+ Orden de Enlace (OE): 2.5 Diagrama de OM N2+

OA OM OA de O de O2 de O Orden de Enlace (OE): 1.5 Diagrama de OM O2 -

En el caso de molculas heteronucleares, sus diagramas de OM son asimtricos, ya que el ms electronegativo, posee OA de menor energa, ya que estos mantienen a sus electrones ms cerca del ncleo.*

Energa

1s

OM de no enlace 2py 2pz OA OM de H de HF Orden de Enlace (OE): 1 Diagrama de OM para HF 2p

OA de F

*2p

*2p 2p 2p Energa

2p

2p

*2s

2s 2s

2s

OM OA OA de NO de O de N Orden de Enlace (OE): 2.5 Diagrama de OM NO

El orden de enlace indica la fuerza de un enlace . Este criterio es el orden de enlace que se define como la mitad del numero de electrones de los orbitales emplazantes menos la mitad del numero de electrones de los orbitales antienlazantes: orden de nm. de elec. Enla. nm. de elec. Anti. Enlace 2

Cuando mayor sea el orden de enlace de una molcula o ion diatnico, mas estable ser .Igualmente , a mayor orden de enlace , menor longitud de enlace y, mayor energa de enlace. reglas que rigen las configuraciones electrnicas y la estabilidad 1. El numero de OM siempre es el mismo al numero de OA. 2. Cuando mas estable es el OM de enlace, menos estable ser el OM de antienlace 3. El llenado de orbitales moleculares procede de menor a mayor energa. 4. No olvidad el principio de exclusin Pauli. 5. El numero de electrones el los OM es igual a la suma de todos los electrones de los tomos que se enlazan

(Posibles) molculas diatmicas homonuclearesMolcula H2 **He2 *Li2 *Be2 *B2 Orden de enlace 1 0 1 0 1 Comportamiento magntico Diamagntico Diamagntico Paramagntico

*C2N2 O2 F2 **Ne2

23 2 1 0

DiamagnticoDiamagntico Paramagntico Diamagntico -

*Existe solo en estado gaseoso a elevadas temperaturas **Inestable, desconocida

El nmero de OMs formados es igual al nmero de orbitales atmicos que se combinan. Los orbitales atmicos se combinan de forma ms eficaz con otros orbitales atmicos de energa similar. Conforme aumenta el traslape de los orbitales atmicos, la energa del OM de enlace disminuye y la energa del OM de antienlace aumenta. Al igual que en los orbitales atmicos, los electrones siguen el principio de exclusin de Pauli y la regla de Hund.

(2-0)/2 = 1 E n e r g a *1s Orden de enlace

1s

1s

1s H H2 H

(2-2)/2 = 0 E n e r g a

*1s

Orden de enlace

1s

1s

1s He He2 He

*2s E n e r g a 2s 2s 2s (4-2)/2 = 1 Orden de enlace

*1s 1s 1s Li2 1s

Li

Li

*2s E n e r g a 2s 2s 2s (4-4)/2 = 0 Orden de enlace

*1s 1s 1s Be2 1s

Be

Be

2pz 2p E n e r g a 2s 2py 2p (4-2)/2 = 1 Orden de enlace

*2s 2s 2s B2

B

B

2pz 2p E n e r g a 2s 2py 2p (6-2)/2 = 2 Orden de enlace

*2s 2s 2s C2

C

C

2px(8-2)/2 = 3 2p 2pz 2p Orden de enlace

E n e r g a

2py

*2s 2s 2s 2s N2

N

N

*2pz *2py E n e r g a

2px 2p 2p

(8-4)/2 = 2 Orden de enlace

2pz

2py

*2s

2sO 2s O2

2sO

*2pz *2py E n e r g a

2px 2p 2p

(8-6)/2 = 1 Orden de enlace

2pz

2py

*2s

2sF 2s F2

2sF

Pero, en contra de lo que sucede en las molculas homonucleares, los coeficientes cA y cB no son iguales en magnitud. Si cA>cB, el orbital molecular estar compuesto principalmente por A y los electrones que ocupen dicho orbital se encontrarn ms prximos al tomo A que al B.

Comparacin entre el Diagrama de Orbitales

Moleculares para (a) Molcula Homonuclear (b) Molcula Heteronuclear y (c) enlace inico.

La mayor contribucin al orbital molecular enlazante

normalmente proviene del tomo ms electronegativo, debido a que la energa de estos orbitales es siempre menor que la de los orbitales del tomo ms electropositivo. En consecuencia, los electrones del enlace se "encontrarn" cerca del tomo ms electronegativo. El enlace en este tipo de molculas ser un enlace covalente polar, pues los electrones del enlace no son igualmente compartidos por ambos tomos. Obviamente si en el orbital molecular enlazante cA>cB, para el antienlazante debe cumplirse lo contrario, esto es, cB>cA, para que la contribucin neta de ambos orbitales atmicos a los dos orbitales moleculares sea la misma.

Una segunda diferencia entre las molculas diatmicas

homo y heteronucleares es que la disminucin en energa, como resultado del solapamiento de los orbitales atmicos de los diferentes tomos, en una molcula heteronuclear es mucho menos pronunciada que en una molcula homonuclear, en la cual los orbitales atmicos tienen la misma energa. A este efecto, recurdese que la energa de estabilizacin es la diferencia entre el orbital atmico ms bajo en energa que participa en el enlace y el orbital molecular enlazante. En el caso de una molcula homonuclear los dos orbitales atmicos son idnticos, pero no as en el caso de una heteronuclear. Sin embargo, esto no significa necesariamente que un enlace A-B sea ms dbil que uno A-A.

Existen factores como el tamao de los orbitales y la

proximidad del acercamiento que son tambin importantes. La molcula de CO, por ejemplo, que es isoelectrnica con la molcula de N2, posee una entalpa de enlace de 1070 kJ mol-1, un valor mayor que la de la molcula de dinitrgeno (946 kJ mol-1). El caso extremo de un enlace covalente polar es el del enlace inico, en el cual uno de los tomos tiene el control completo sobre el par de electrones del enlace.

Para ilustrar la discusin anterior considrese la molcula de HF. Los

orbitales de valencia disponibles para la formacin de los orbitales moleculares en esta molcula son, el orbital 1s del tomo de H y los orbitales 2s y 2p del tomo de F, en total 5 orbitales atmicos que se combinan para formar 5 orbitales moleculares. Hay 8 electrones de valencia para situar en los cinco orbitales moleculares resultantes. Por otra parte, la diferencia de electronegatividad entre el H y el F es considerable: P(H) = 2.20 y P(F) = 3.98. Como ya se ha mencionado anteriormente, no se consideran los orbitales interiores del flor (capa 1s).Los orbitales de tipo se forman por la combinacin lineal del orbital 1s

del H y de los orbitales 2s y 2pz del F. Estos tres orbitales atmicos se combinan dando lugar a tres orbitales moleculares representados por funciones del tipo: = c11sH + c22sF + c32pzF

Los orbitales px y py del F no pueden combinarse con

orbitales del H, por lo que quedan inalterados, formando una serie doblemente degenerada de orbitales moleculares de no enlace de simetra .

La resonancia existe cuando pueden escribirse dos o mas formulas de Lewis equivalentes para una especie y cuyas propiedades no pueden explicarse totalmente considerando solo 1 de sus formulas.

Las formas de los OM en las especies pueden determinarse mediante el calculo de la media de todos los OA que participan por ejemplo las estructuras resonantes y los OM del ion carbonato y del benceno segn la TEV,l os tomos del carbono en ambas especies tienen orbitales hbridos sp2

Enlace pi: enlace que resulta de la ocupacin de un orbital molecular pi por electrones Enlace sigma: enlace que resulta de la ocupacin electrnica de un orbital molecular sigma Orbital antienlazante : orbital molecular que tiene mayor energa que aquellos orbitales atmicos de los que deriva ,aade inestabilidad ala molcula o ion cuando esta ocupado por electrones se distingue mediante un asterisco (*)superpuesto a un smbolo Orbital enlazarte : orbital molecular de menor energa que aquellos orbitales atmicos de los que procede. Aade estabilidad a la molcula o ion cuando esta ocupado por electrones. Orbital molecular (OM) : orbital que resulta de solapamiento o mezcla de orbitales atmicos, y que pertenece a la molcula. Orbital no enlazarte :orbital molecular derivado de un solo orbital atmico de una tomo. No aade estabilidad ni inestabilidad a la molcula cuando contiene electrones. Orbital pi (): orbital molecular que resulta del solapamiento lateral de orbitales atmicos. Orbital sigma () : orbital molecular que resulta del solapamiento frontal de dos orbitales atmicos. Orden de enlace :la mitad de el numero de electrones de los orbitales enlasantes menos la mitad del numero en los orbitales antienlazantes

Andar, P. y A Sonessa principios de qumica ; introduccin a los conceptos tericos ,grupo noriega. Ibaesz walker fernando . El enlace quimico, Ed univercidad catolica de chile ,1996,283 pagina. Brown,T.L.,H.E Lemay and B.E. . La quimica la ciencia ciencia central Chang