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Teoría del Orbital molecular
Tercer modulo
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Reglas que rigen la TOM
• El número de orbitales moleculares (OMs) que se forman es igual al número de orbitales atómicos que se combinan
• El llenado de OMs procede del de menor energía al de mayor energía
• El número de electrones en OMs de enlace siempre es mayor que el número de electrones en OMs de antienlace
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• Cada OM puede aceptar solo un par de electrones con espín opuesto
• Cuando hay electrones desapareados en OMs de la misma energía, sus espines serán paralelos.
• El número de electrones en los OMs es igual a la suma de los electrones de todos los átomos que se enlazan.
Reglas que rigen la TOM
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Orbitales de enlace y antienlace.
• Orbital de enlace.- si está ocupado, promueve la unión internuclear
• Orbital de antienlace.- si esta ocupado, promueve la separación internuclear
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Orbital de enlace sigma () a partir de orbitales atómicos
“s”
La interferencia constructiva de las ondas, incrementa la densidad electrónica entre los nucleos
P. Atkins, “Physical Chemistry”, 6th ed. Freeman, U.S.A. 1997
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Orbital de antienlace sigma (*) a partir de orbitales atómicos
“s”
La interferencia destructiva de las ondas, disminuye la densidad electrónica entre los núcleos
P. Atkins, “Physical Chemistry”, 6th ed. Freeman, U.S.A. 1997
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Orbitales sigma () a partir de orbitales atómicos “p”
Orbital de enlace Orbital de antienlace
Los orbitales se pueden formar por la interacción en el eje internuclear (axialmente) de dos orbitales atómicos p
P. Atkins, “Physical Chemistry”, 6th ed. Freeman, U.S.A. 1997
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Orbitales pi () a partir de orbitales p
Orbital de enlace Orbital de antienlace
Los orbitales se pueden formar por la interaccion fuera el eje internuclear (lateralmente) de dos orbitales atómicos p
P. Atkins, “Physical Chemistry”, 6th ed. Freeman, U.S.A. 1997
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Moléculas diatómicas
H1s H1s
2σ*
1σ
Diagrama de nivel de energia de orbital para la molécula de H2.
n = 2
E
Orden de enlace “n”: número de electrones en orbitales de enlace – número de electrones en orbitales de antienlace
P. Atkins, “Physical Chemistry”, 6th ed. Freeman, U.S.A. 1997
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Molécula de He2
He1s He1s
2σ*
1σ
E
Diagrama de nivel de energía de orbital para la molécula He2. La influencia antienlace del orbital * es mayor que la influencia enlazante del orbital .
n = 0
P. Atkins, “Physical Chemistry”, 6th ed. Freeman, U.S.A. 1997
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O2 y N2
O 2s O 2s
2σ*
1σ
O 2p O 2p
2πx*
1πx
3σ
4σ*
2πy*
1πy
N 2s N 2s
2σ*
1σ
N 2p N 2p
2πx*
1πx
3σ
4σ*
2πy*
1πy
E
Los orbitales x y y tienen la misma energía en cada molécula
P. Atkins, “Physical Chemistry”, 6th ed. Freeman, U.S.A. 1997
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Moléculas conjugadas: 1,3-butadieno
C 2p
1 π
3 π*
4 π*
2 π
C 2pE
Enlazante
Mayormente enlazante
Mayormente antienlazante
Antienlazante
Aproximación de Hükel: solo se toman en cuenta los orbitales π y π*.
Los electrones del orbital 1π están deslocalizados a lo largo de el esqueleto de carbonos