Orbital molecular
Keywords: Orbital molecular, 1929, Combinación lineal, Electrón, Energía, Enlace covalente, Función matemática, Matemáticas, Molécula
En química cuántica, los orbitales moleculares son los orbitales (funciones matemáticas que describen los estados que los electrones) que pueden tener en las moléculas. Los orbitales moleculares se construyen por combinación lineal de orbitales atómicos.
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Obtención de orbitales moleculares
Es prácticamente imposible encontrar directamente los orbitales moleculares que describan mejor el estado de los electrones de una molécula. En vez de eso, se aproximan los orbitales moleculares como combinación lineal de una base para el espacio de estados electrónicos. Generalmente, se usan los orbitales atómicos de los átomos de la molécula.
Algunas reglas cualitativas son:
- Tiene que haber el mismo número de orbitales moleculares que orbitales atómicos se utilicen para su construcción.
- Los orbitales atómicos se mezclan más (es decir, contribuyen más a los mismos orbitales moleculares) si tienen energías similares.
- Los orbitales atómicos sólo se mezclan si lo permiten las reglas de simetría: los orbitales que se transforman de acuerdo con diferentes representaciones irreducibles del grupo de simetría no se mezclan.
La molécula de dihidrógeno
Como ejemplo simple, es ilustrativa la molécula de dihidrógeno H2, con dos átomos etiquetados H' y H". Los orbitales atómicos más bajos en energía, 1s' and 1s", no se transforman de acuerdo con la simetría de la molécula. Sin embargo, las siguientes combinaciones lineales sí lo hacen:
| 1s' - 1s" | Combinación antisimétrica: negada por reflexión, inalterada por las otras operaciones |
| 1s' + 1s" | Combinación simétrica: inalterada por todas las operaciones |
En general, la combinación simétrica (llamada orbital enlazante) está más baja en energía que los orbitales originales, y la combinación antisimétrica (llamada orbital antienlazante) más alta. Como la molécula de dihidrógeno H2 tiene dos electrones, los dos pueden ser descritos por el orbital enlazante, de forma que el sistema tiene una energía más baja (por tanto, es más estable) que dos átomos de hidrógenos libres. Esto se conoce como enlace covalente.
La aproximación de orbitales moleculares como combinación lineal de orbitales atómicos (OM-CLOA) fue introducida en 1929 por Sir John Lennard-Jones. Su publicación mostró cómo derivar la estructura electrónica de las moléculas de diflúor y dioxígeno a partir de principios cuánticos. Este acercamiento cuantitativo a la teoría de orbitales moleculares representó el nacimiento de la química cuántica moderna.
Tipos de orbitales moleculares
Al enlazar dos átomos, los Orbitales atómicos se fusionan para dar orbitales moleculares de dos tipos:
- Enlazantes: De menor energía que cualquiera de los orbitales atómicos a partir de los cuales se creó. Se encuentra en situación de atracción.
- Antienlazantes: De mayor energía, y en consecuencia, en estado de repulsión.
Cada orbital molecular puede albergar dos electrones de espines apareados (signo opuesto). Si los espines son antiparalelos se dá el estado singlete, que tienen la mayoría de los estados fundamentales. Cuando la molécula se excita, frecuentemente un electrón para a un orbital de mayor energía (normalmente de un orbital enlazante a uno antienlazante); en ses caso, y si ese electrón toma el mismo numero de espín que el otro en el orbital enlazante, tenemos un estado triplete.
Lo tipos de orbitales moleculares son:
- Orbitales σ enlazantes: Combinación de orbitales atómicos s con p (s-s p-p s-p p-s). Enlaces "sencillos" con grado de deslocalización muy pequeño. Electrones con geometría cilíndrica alrededor del eje de enlace.
- Orbitales π enlazantes: Combinación de orbitales atómicos p perpendicuales al eje de enlace. Electrones fuertemente deslocalizados que itneraccionan fácilmente con el entorno. Se distribuyen como nubes electrónicas por encima y debajo del plano de enlace.
- Orbitales σ* antienlazantes: Versuñib excitada (de mayor energía) de los enlazantes.
- Orbitales π* antienlazantes: Orbitales π de alta energía.
- Orbitales n: Para moléculas con heteroátomos (como el N o el O, por ejemplo). Los electrones desapareados no participan en el enlace y ocupan este orbital.
Los electrones en orbitales antienlazantes desestabilizan la molécula. A temperatura ambiente y sin perturbar, los electrones prefieren orbitales enlazantes (de menor energía).
Imagen:Orbit.jpg