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Diagrama de orbitales

diagrama de orbitales
Diagrama de orbitales
El diagrama orbital (también llamado diagrama de energía) es otra forma de escribir la configuración electrónica de un elemento, pero representando los electrones con pequeñas flechas y los orbitales con pequeñas líneas horizontales.

Diagrama de orbitales

La Teoría de Orbitales Moleculares (TOM) es una alternativa a tener una visión de enlace covalente. Bajo este enfoque, todos los electrones de valencia influyen en la estabilidad de la molécula (los electrones de la capa inferior también pueden contribuir al enlace, pero para muchas moléculas simples, el efecto es demasiado pequeño).

TOM cree que los orbitales atómicos de las capas de valencia de dos átomos de ligandos dejan de existir cuando se forma la molécula, siendo reemplazados por un nuevo conjunto de niveles de energía correspondientes a nuevas distribuciones de la nube de electrones. Estos dos nuevos niveles se llaman orbitales moleculares. Dos orbitales atómicos se combinan para formar dos orbitales moleculares. Las funciones de onda de los orbitales atómicos se combinan matemáticamente para producir las funciones de onda de los orbitales moleculares resultantes.

Diagrama de orbitales moleculares

Un diagrama orbital molecular, o diagrama MO, es un instrumento descriptivo cualitativo que explica la unión química en las moléculas en términos de teoría orbital molecular en general, y el método de combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA) orbital molecular en particular. Un principio fundamental de estas teorías es que, como átomos de unión para formar moléculas, un cierto número de orbitales atómicos se combinan para formar el mismo número de orbitales moleculares, aunque los electrones involucrados pueden ser redistribuidos entre los orbitales. Esta herramienta está muy bien adaptada para moléculas diatómicas simples como el dihidrógeno , la dioxina y el monóxido de carbono , pero se vuelve más compleja cuando se habla incluso de moléculas poliatómicas comparativamente simples, como el metano . Los diagramas MO pueden explicar por qué algunas moléculas existen y otras no. También pueden predecir la fuerza de adhesión, así como las transiciones electrónicas que pueden tener lugar.

Diagramas diatómicos MO

Un diagrama orbital molecular diatómico se utiliza para comprender la unión de una molécula diatómica. Los diagramas MO pueden ser usados para deducir las propiedades magnéticas de una molécula y cómo cambian con la ionización. También dan una idea del orden de unión de la molécula, la cantidad de uniones que se comparten entre los dos átomos.

Las energías de los electrones se entenderán mejor aplicando la ecuación de Schrödinger a una molécula. La mecánica cuántica es capaz de describir las energías con exactitud para sistemas de electrones individuales, pero puede aproximarlas con precisión para sistemas de electrones múltiples utilizando la aproximación de Born-Oppenheimer, de tal manera que se supone que los núcleos son estacionarios. El método CLOA-MO se utiliza en combinación para describir con más detalle el estado de la molécula.

Las moléculas diatómicas consisten en un enlace entre dos átomos. Se pueden dividir en dos categorías: homonucleares y heteronucleares. Una molécula diatómica homonuclear es aquella compuesta por dos átomos del mismo elemento. Los ejemplos son H 2 , O 2 y N 2 . Una molécula diatómica heteronuclear está compuesta por dos átomos de dos elementos diferentes. Los ejemplos incluyen CO , HCl y NO .

La distribución espacial de los orbitales moleculares

Para que el proceso de formación de la órbita molecular sea verdaderamente efectivo es necesario que las energías orbitales atómicas sean comparables y que se superpongan significativamente. La combinación de las funciones de onda, el orbital se compone de una sustracción y una adición de funciones de onda. El orbital molecular formado por la suma de las funciones de onda de dos s-orbitales está representado por la SS y el orbital atómico formado por la sustracción de las funciones de onda está representado por ss.

El contraste entre estos dos orbitales moleculares es sorprendente. Es evidente que hay una mayor densidad de carga electrónica entre los núcleos de los orbitales SS y una disminución en la misma región en la órbita ss. Por esta razón, el orbital se llama unión orbital ss y anti unión orbital ss. El primero tiende a estabilizar la unión, mientras que el segundo tiende a desestabilizarla. Ambos se denominan s-orbitales porque son simétricos y están centrados alrededor del eje de conexión.

La combinación de dos orbitales p puede dar resultados diferentes, dependiendo de para qué se utilicen los orbitales p. Si el eje X es el eje de conexión, entonces los dos orbitales p pueden superponerse correctamente si se acercan a un segundo eje único.

Los orbitales moleculares resultantes son, como antes, un orbital de unión (izquierda) con carga eléctrica acumulada y un orbital anti unión (sx *) con carga disminuida entre los núcleos. Estos orbitales también se clasifican como s porque son simétricos alrededor del eje de unión. El índice del subíndice x se utiliza para indicar que se originaron en el orbital px.

Cuando dos orbitales 2pz y 2PY se superponen para formar orbitales moleculares, van de lado a lado. En cada caso, el resultado es un orbital de cuatro lóbulos antiadherente y un orbital de dos lóbulos de unión. Estos orbitales no son simétricos con respecto al eje de unión.

En su lugar, tienen dos regiones a cada lado de la trayectoria del tronco, en las que la densidad de las nubes de electrones es alta. Esto es característico de una órbita p. Obsérvese que, como antes, el orbital de unión permite una alta concentración de carga electrónica en la región entre los núcleos, mientras que el orbital anti unión muestra una disminución de la densidad de carga en esta región. De hecho, cada orbital antienlazante tiene un plano nodal entre los dos núcleos.