PETROLERA

OM Enlazante

Otra manera de describir el enlace covalente en términos de la Mecánica Cuántica consiste en la teoría de los orbitales moleculares (OM). Según esta teoría, cuando los átomos interaccionan sus orbitales atómicos pierden su individualidad y se transforman en orbitales moleculares que son orbitales que dejan de pertenecer a un solo núcleo para pasar a depender de dos o más núcleos. El tratamiento matemático que utiliza la Mecánica Cuántica para el cálculo de los orbitales moleculares es el método de la combinación lineal de orbitales atómicos, o método CLOA, que considera que el orbital molecular, y, es el resultado de la combinación lineal, es decir, una suma o una resta, de los dos orbitales atómicos implicados, F1 y F2. Cuando los orbitales atómicos se combinan para formar orbitales moleculares, el número de orbitales moleculares que resulta, siempre es igual al número de orbitales atómicos que se combinan.

El caso más sencillo es el de la interacción de dos átomos, cada uno con un solo orbital atómico ocupado por un único electrón, es decir, el caso ya considerado desde el punto de vista de la teoría del enlace de valencia, de la formación de la molécula de hidrógeno. Se verá que la descripción del enlace H-H es la misma, o al menos muy similar a la descripción de los enlaces en moléculas más complejas. Cuando los dos orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno interaccionan se transforman en dos orbitales moleculares, uno enlazante, que queda ocupado por los dos electrones, que dejan de pertenecer a un solo núcleo para pasar a pertenecer a los dos núcleos atómicos, y otro antienlazante, que quedará vacío. El orbital molecular enlazante es de menor energía que los orbitales atómicos originales y el antienlazante de mayor energía que éstos. Por ello al formarse el enlace y pasar los electrones al orbital molecular enlazante se desprende una determinada energía que es la que se ha definido en la teoría del enlace de valencia como energía de disociación de enlace.

El orbital enlazante, yE, es el resultado de la suma, F1 + F2, de los dos orbitales atómicos:

La formación del orbital antienlazante, yA, es el resultado de la otra combinación posible, la resta F1- F2, de los dos orbitales atómicos 1s de los átomos de hidrógeno:

El diagrama de energías relativas de los orbitales moleculares de la molécula de hidrógeno muestra la situación inicial y final, así como la disminución de energía alcanzada por el sistema:

Enlace sigma

En química, el enlace sigma (enlace σ) es el tipo más fuerte de enlace químico covalente, incluso más fuerte que el enlace pi, el cual forma el doble enlace. La orbital sigma se define de forma más clara para moléculas diatómicas usando el lenguaje y las herramientas de la simetría de grupos. En esta aproximación formal, un enlace σ es simétrico con respecto a la rotación alrededor del eje del enlace. Por esta definición, las formas comunes de enlace σ son sus, pz+pz, s+pz, y dz2+dz2 (donde z está definido como el eje del enlace). La teoría cuántica también indica que los orbitales moleculares de simetría idéntica realmente se mezclan. Una consecuencia práctica de esta mezcla de moléculas diatómicas (equivalente a la hibridación de la Teoría del enlace de valencia), es que las funciones de onda de los orbitales moleculares s+s y pz+pz están mezclados. El alcance de esta mezcla de orbitales depende de las energías relativas de los orbitales moleculares de similar simetría. Para moléculas homodiatómicas, los orbitales σ enlazantes no tienen planos nodales entre los átomos enlazantes. El orbital anti u orbital σ* correspondiente está definido por la presencia de un plano nodal entre estos dos átomos enlazados.

Dado que los enlaces sigma son el tipo más fuerte de enlace covalente, los electrones en estos enlaces son denominados algunas veces como electrones sigma.

El símbolo σ es la letra griega para s. Esto se debe a la similitud en forma de un enlace σ enlazante con el orbital atómico s

Enlace triple

Los enlaces se forman cuando los átomos se unen y forman compuestos, esto lo pueden hacer ganando, perdiendo o compartiendo electrones. En los enlaces covalentes (Polares o no polares) cada uno de los átomos participantes, aporta un electrón para formar el enlace. Entonces en un enlace covalente triple, cada uno de los átomos participantes aportará 3 electrones, desapareados, que se aparearán, (Es decir formaran pares) y así se forma este tipo de enlace. Uno de los átomos que puede hacer esto, es el átomo de carbono, y se presenta en las Alquinos.

Los alquinos son hidrocarburos alifáticos con al menos un triple enlace -C≡C- entre dos átomos de carbono. Se trata de compuestos metaestables debido a la alta energía del triple enlace carbono-carbono. Su fórmula general es CnH2n-2..

Estereoisómero

Es un isómero de una molécula que tiene las mismas conexiones átomo a átomo que dicha molécula, pero difiere en la orientación espacial de los mismos. Los estereoisomeros se pueden clasificar en:

- Isómeros conformacionales, o rotameros, interconvertibles entre sí por la rotación en torno a enlaces.

- Isómeros configuracionales, interconvertibles entre sí mediante ruptura de enlaces.

Existen varios tipos de isómeros configuracionales, como son los enantiómeros y los diasteroisómeros. Los enantiómeros son imágenes especulares entre sí.

Los isómeros configuracionales son aislables ya que es necesaria una gran cantidad de energía para interconvertilos (energía necesaria para la ruptura de enlaces), mientras que los conformacionales generalmente no lo son debido a la facilidad de interconversión aun a relativamente bajas temperaturas. La rama de la estereoquímica que estudia los isomeros conformacionales que son aislables (la mayoría derivados del bifenilo) se llama atropisómeria.

En la ciencia de la química se dice que dos estereoisómeros son enantiómeros si la imagen especular de uno no puede ser superpuesta con la del otro. Dicho de otra forma: un enantiómero es una imagen especular no superponible de sí mismo. Tienen las mismas propiedades físicas y químicas, excepto por la interacción con el plano de la luz polarizada o

...