Teoria De Los Orbitales Moleculares

Republica Bolivariana de Venezuela

Ministerio del Poder Popular para la Educación

U.E. “Doña Menca de Leoni”

Catedra: Química

5°to año sección “U”

Teoría de los Orbitales Moleculares

Profesor: Integrantes:

Jesús Verde Carlos Madriz #29

Luis Cirilo #....

Ana Velasco #12

Giorgina Gómez #3

Lecherías, marzo del 2012

Índice

Pág.

Introducción……………………………………………………………………….. 3

Teoría de Orbitales Moleculares………………………...………………………...4

Orbitales moleculares. Molécula del dihidrógeno………………………………..5

Estructura y simetría de los orbitales moleculares………………………………5

Diagramas de niveles energéticos………………………...………………………6

Diagramas de niveles energéticos – Dependencia del tipo de orbital………...8

Propiedades de los enlaces………………………………………………………10

Conclusión……………………………..……………………………………..…… 12

Bibliografía………………………………………………………………………….13

Anexos………………………………………………………………………………14

Introducción:

Los orbitales moleculares se forman por una combinación lineal de orbitales atómicos. Como los orbitales atómicos estaban definidos por una función de onda, las combinaciones entre ellos se tomarán como interferencias constructivas o destructivas. Esto define tipos de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes. La combinación de ciertos orbitales atómicos dará origen a diferentes tipos de orbitales moleculares.

Teoría de Orbitales Moleculares.

• Un enlace covalente se forma por la compartición de un par de electrones entre dos átomos determinados de una molécula. Se trata de enlaces covalentes localizados.

• La teoría de orbitales realiza una interpretación electrónica deslocalizada del enlace en una molécula.

• Para describir la estructura molecular se ha de buscar las funciones de onda, Ψ, que describen el comportamiento conjunto de todos los núcleos y electrones de los átomos de la molécula.

• La ecuación de Schrödinger que define la función de onda total resulta de difícil resolución debido al elevado número de variables. Por ello se ha de recurrir a diversas aproximaciones para su resolución:

a) Para una molécula de n núcleos y m electrones, la función de onda Ψ depende de las 3n + 3m coordenadas de todas las partículas que integran la molécula. Si se supone que los núcleos se encuentran fijos en un sistema de coordenadas de referencia (aproximación de Born-Oppenheimer), entonces, Ψ sólo es función de las 3m coordenadas de los electrones. Esta aproximación se justifica debido a la mayor masa de los núcleos respecto a la de los electrones.

b) En una segunda aproximación, denominada aproximación de orbitales moleculares, se supone que la función de onda, Ψ, que describe la situación global de los m electrones de la molécula, puede escribirse como el producto de m funciones de onda monoelectrónicas más sencillas Cada una de las funciones φj(j) describe el estado de un sólo electrón aunque se supone que éste está completamente deslocalizado sobre toda la molécula entera, y no sujeto a la interacción exclusiva de uno sólo de los núcleos. Cada una de estas funciones de onda monoelectrónicas deslocalizadas se denomina orbital molecular.

c) En una tercera aproximación, se utiliza el denominado método de las combinaciones lineales de orbitales atómicos (C.L.0.A.). En el método

C.L.0.A. se supone que las funciones de onda moleculares monoelectrónicas, φj(j) (orbitales moleculares), pueden escribirse como combinaciones lineales apropiadas de las funciones de onda monoelectrónicas de los átomos integrantes de la molécula (orbitales atómicos).

d) En una cuarta aproximación se supone que sólo los orbitales de la capa de valencia de cada átomo de la molécula se combinan linealmente entre sí para la construcción de las funciones de onda monoelectrónicas φj(j), u orbitales moleculares.

• Supóngase una molécula de n átomos, y que cada uno de ellos sólo aporte un orbital atómico de su capa de valencia.

Los orbitales moleculares se construyen mediante combinaciones lineales, linealmente independientes y apropiadas, de los orbitales atómicos de la capa de valencia de los átomos integrantes de la molécula.

Con el n° orbitales atómicos independientes pueden construirse n orbitales moleculares mediante combinaciones lineales, linealmente independientes y apropiadas, entre ellos.

• El significado físico de un orbital molecular, φ, es el mismo que el de un orbital atómico (interpretación de Born). La función φ2 es una función de distribución de probabilidades, y el producto φ2dv representa la probabilidad de encontrar al electrón dentro de un elemento diferencial de volumen dv. En consecuencia, un orbital molecular debe estar normalizado, al igual que cualquier orbital atómico.

Orbitales moleculares. Molécula del dihidrógeno.

• Los orbitales atómicos que se utilizan para construir los orbitales moleculares, mediante combinaciones lineales apropiadas entre ellos, se denominan conjunto base.

• En el caso de la molécula H2, el conjunto base es particularmente simple: el orbital ls de ambos átomos de hidrógeno, su capa de valencia. En este caso, los dos orbitales moleculres son particularmente simples de escribir.

• La integral de solapamiento de dos orbitales atómicos es una medida del grado de solapamiento, o interpenetración, de ambos. Depende de la naturaleza de los mismos, así como de la separación entre los correspondientes núcleos atómicos.

Estructura y simetría de los orbitales moleculares.

• El orbital σg, es la combinación lineal suma de SA y SB (combinación lineal en fase).

Ambos orbitales atómicos son de simetría esférica alrededor de su núcleo correspondiente y, en consecuencia, ambos son de simetría cilíndrica alrededor del eje z; y su combinación lineal suma (y también la diferencia) lo será también. Se dice entonces que el orbital σg es un orbital molecular de tipo, o simetría, sigma, σ, de ahí su especial nomenclatura.

• La molécula H2 es simétrica respecto del origen de coordenadas. Los dos orbitales,

SA Y SB, son también simétricos respecto del origen. La combinación lineal suma, (SA + SB ), es asimismo simétrica respecto del origen. La propiedad de un orbital de ser simétrico respecto del origen se indica con el subíndice g.

• Para el orbital σg se observa un concentración de densidad electrónica en la región internuclear. Esta concentración es la responsable del enlace H-H y de la estabilidad de la molécula H2 , ya que un electrón localizado en este orbital interacciona atractivamente con los núcleos y disminuye la repulsión entre ellos. Por todas estas razones de define al orbital σg como un orbital molecular enlazante.

• La combinación lineal diferencia σu = 1.41 (SA - SB) (combinación lineal en oposición de fase) es, también, de simetría cilíndrica alrededor del eje internuclear z; en consecuencia, el orbital molecular σu es de simetría sigma

• La diferencia entre las dos funciones de onda, SA y SB , hace que exista un plano de puntos en los que el valor del orbital molecular σu es cero, plano nodal.

• Por otra parte, los valores de σu=1,41(SA - SB) en dos puntos del espacio situados sobre una recta que pase por el origen de coordenadas, y que estén a la misma distancia de éste, son exactamente iguales en valor absoluto, pero de signos opuestos. En estas condiciones, se dice que el orbital σu es antisimétrico respecto del origen. Cuando un orbital presenta esta propiedad se indica mediante un subíndice u.

• En este orbital molecular, la concentración de densidad electrónica se localiza en dos zonas diametralmente opuestas y alejadas de la región intenuclear. La falta de densidad electrónica entre ambos núcleos no contribuye al enlace H-H, ni a la estabilidad de la molécula H2. El orbital molecular σu es antienlazante.

Diagramas de niveles energéticos.

• La energía del orbital molecular enlazante es siempre inferior a la de los orbitales atómicos de partida.

La energía del orbital molecular antienlazante es siempre superior a la de los orbitales atómicos de partida.

• La energía de desestabilización (∆Eu) del orbital molecular antienlazante (σu), es siempre mayor, en valor absoluto, que

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