Teoría de Orbitales Moleculares (OM) La combinación de orbitales atómicos sobre átomos diferentes forman los llamados orbitales moleculares; dentro de este modelo se señala que los electrones que pertenecen a la molécula forman parte de un TODO.

La teoría de enlace valencia y la teoría de orbitales moleculares tienen fuerzas y debilidades que hacen que se complementen.

La TEV es una forma de describir y visualizar a las moléculas.

OMs da una mejor descripción a las distribuciones electrónicas, a las energías de enlace y a las propiedades magnéticas, pero no permite su visualización.

ORBITALES DE ENLACE Y DE ANTIENLACE La solución a la ecuación de Shröedinger permite representar espacialmente a los orbitales atómicos. Un orbital tiene un significado físico sólo cuando obtenemos el cuadrado de la función de onda para describir la densidad de probabilidad. Cuando las ondas se combinan, éstas pueden interactuar tanto constructiva como destructivamente; es decir, cuando dos orbitales atómicos se traslapan, éstos pueden estar en fase o fuera de fase.

Cuando el traslapamiento es en fase ocurre una interferencia constructiva en la región cercana al núcleo y se produce un orbital de enlace.

Cuando el traslapamiento es fuera de fase reduce la probabilidad de encontrar electrones fuera del núcleo (interferencia destructiva) y se produce un orbital de antienlace.

El traslapamiento de dos orbitales atómicos siempre produce dos orbitales atómicos, uno de enlace y otro de antienlace.

+

--

+

-

+

-

++

-

Ondas constructivas

Ondas destructivas

En general, un orbital molecular de enlace tiene una energía menor y una estabilidad mayor que los orbitales atómicos que lo formaron. Un orbital molecular de antienlace corresponde a una interacción destructiva; tiene mayor energía y menor estabilidad.

+

1s1s

σ∗ 1s (antienlace)

σ 1s (enlace)

σ 1s enlace

σ* 1s antielace

energía

σ 2p

σ* 2p

π 2p

π* 2p

σ*

σ

σ 2p

π 2p

π* 2p

σ* 2p

átomo átomo

molécula

Configuración electrónica molecular Con los orbitales moleculares de las moléculas se construye su configuración electrónica.

1. Se debe ordenar a los orbitales moleculares por su orden creciente de energía.

2. El número de orbitales es SIEMPRE igual al número de orbitales atómicos.

3. Mientras más estable es el orbital de enlace más inestable es el orbital de antienlace.

4. Los electrones se colocan en los orbitales moleculares siguiendo un orden creciente de energía. Se comienza con los de menor energía y se termina con los de mayor energía. Se debe seguir la regla de Hund.

5. En una molécula estable el número de electrones ubicados en orbitales de enlace es mayor que el número de electrones situados en orbitales de antienlace.

6. Al igual que en los orbitales atómicos, en los orbitales moleculares se pueden acomodar dos electrones con diferente espín.

7. Cuando los electrones se añaden a orbitales moleculares que tienen la misma energía, el arreglo más estable es el que tiene mayor número de electrones con espines paralelos.

8. El número de electrones en los orbitales moleculares es el mismo que el total de electrones que contenían los orbitales atómicos.

ORDEN DE ENLACE Una forma de predecir la estabilidad de las moléculas es determinado su orden de enlace.

( ) ( )2

aceedeantienlnedeenlacenaceordendeenl °−°=

Usualmente el orden de enlace corresponde al número de enlaces descritos por la teoría de enlace valencia. Ordenes de enlace fraccionados existen en especies que contienen un número impar de electrones.

Un orden de enlace igual a cero significa que la molécula tiene un número igual de electrones de enlace que de antienlace, lo que implicaría que esa molécula fuera inestable. Un orden de enlace mayor que cero significa que hay más electrones de enlace que de antienlace. Significa que la molécula es más estable que sus átomos aislados y su posible existencia es probable. También es posible que la molécula sea reactiva. Mientras mayor sea el orden de enlace de una molécula diatómica o ión, será más estable. Para un enlace entre dos átomos, mientras más grande sea el orden de enlace más pequeña será la longitud de enlace y mayor la energía de enlace. molécula  H2  He2  Li2  Be2  B2  C2  N2  O2  F2  Ne2 Paramagnético  no  no  no  no  sí  no  no  sí  no  no Orden  de enlace 

1  0  1  0  1  2  3  2  1  0 

Longitud  de enlace (Å) 

0.74  ‐‐‐  2.67  ‐‐‐  1.59  1.31  1.09  1.21  1.43  ‐‐‐ 

Energía  de enlace (KJ/mol) 

435  ‐‐‐  110  9  ~270  602  946  498  159  ‐‐‐ 

Moléculas heteronucleares. Los correspondientes orbitales atómicos de dos elementos distintos tendrán diferentes energías ya que su núcleo tiene diferente número de protones y, por tanto, tendrán diferente atracción para los electrones. LOS ORBITALES ATÓMICOS DE LOS ÁTOMOS MÁS ELECTRONEGATIVOS TENDRÁN UNA MENOR ENERGÍA QUE LOS CORRESPONDIENTES ORBITALES DEL ÁTOMO MENOS ELECTRONEGATIVO.

En el caso de la molécula de HCl tenemos que el orbital 1s del hidrógeno se traslapa con uno de los orbitales 3p del Cl, mientras que los otros orbitales p permanecen sin combinarse, es decir, continúan siendo orbitales atómicos.

Para la molécula de CO se presenta la interacción entre los orbitales atómicos 2s de cada átomo y de los 2p.

En cambio, para la molécula de hidruro de berilio se observa que los orbitales moleculares de la molécula de hidrógeno se traslapan con uno de los orbitales p del berilio, permaneciendo los demás sin combinarse.