El orbital de enlace se usa en la teoría de los orbitales moleculares (MO) para describir las interacciones atractivas entre los orbitales atómicos de dos o más átomos en una molécula. En la teoría del MO, se representa a los electrones moviéndose en ondas. [1] Cuando más de una de estas ondas se acercan, la combinación en fase de estas ondas produce una interacción que conduce a una especie muy estabilizada. El resultado de la interferencia constructiva de las ondas hace que la densidad de los electrones se encuentre dentro de la región de unión, creando un vínculo estable entre las dos especies. [2]
Moléculas diatómicas
En el ejemplo clásico del H 2 MO, los dos átomos de H separados tienen orbitales atómicos idénticos. Al crear la molécula de dihidrógeno, los orbitales de valencia individuales, 1 s , ya sea: se fusionan en fase para obtener orbitales de enlace, donde la densidad de electrones está entre los núcleos de los átomos; o fusionarse fuera de fase para obtener orbitales antienlazantes, donde la densidad de electrones está en todas partes alrededor del átomo excepto en el espacio entre los núcleos de los dos átomos. [3] Los orbitales de enlace conducen a una especie más estable que cuando los dos hidrógenos son monoatómicos. Los orbitales anti-enlace son menos estables porque, con muy poca o ninguna densidad de electrones en el medio, los dos núcleos (que tienen la misma carga) se repelen entre sí. Por lo tanto, se necesitaría más energía para mantener los dos átomos juntos a través del orbital antienlazante. Cada electrón en el valencia 1 s caparazón de hidrógeno se unen para relleno en la unión de estabilización orbital. Por lo tanto, el hidrógeno prefiere existir como molécula diatómica y no monoatómica. [4]
Al mirar el helio, el átomo contiene dos electrones en cada capa de valencia 1 s . Cuando los dos orbitales atómicos se unen, primero llenan el orbital de enlace con dos electrones, pero a diferencia del hidrógeno, le quedan dos electrones, que luego deben ir al orbital antienlazante. La inestabilidad del orbital antienlazante anula el efecto estabilizador proporcionado por el orbital enlazante; por lo tanto, el orden de enlace del dihelio es 0. Es por eso que el helio preferiría ser monoatómico sobre diatómico. [5]
Moléculas poliatómicas
Unión de MO de enlaces pi
Los enlaces pi son creados por las interacciones "laterales" de los orbitales. [3] Una vez más, en los orbitales moleculares, los electrones pi (π) de enlace se producen cuando la interacción de los dos orbitales atómicos π están en fase. En este caso, la densidad electrónica de los orbitales π debe ser simétrica a lo largo del plano del espejo para crear la interacción de enlace. La asimetría a lo largo del plano del espejo conducirá a un nodo en ese plano y se describe en el orbital antienlazante, π *. [3]
Un ejemplo de un MO de un sistema π conjugado simple es el butadieno. Para crear el MO para el butadieno , los orbitales π y π * resultantes del sistema descrito anteriormente interactuarán entre sí. Esta mezcla dará como resultado la creación de 4 orbitales de grupo (que también se pueden usar para describir el π MO de cualquier dieno): [3] π 1 no contiene nodos verticales , π 2 contiene uno y ambos se consideran orbitales de enlace; π 3 contiene 2 nodos verticales, π 4 contiene 3 y ambos se consideran orbitales antienlazantes. [3]
Orbitales moleculares localizados
La forma esférica tridimensional de los orbitales s no tiene direccionalidad en el espacio y los orbitales p x , p y y p z están a 90 ° entre sí. Por lo tanto, para obtener orbitales correspondientes a enlaces químicos para describir reacciones químicas, Edmiston y Ruedenberg fueron pioneros en el desarrollo de procedimientos de localización. [6] [7] Por ejemplo, en CH 4 , los cuatro electrones de los orbitales 1 s de los átomos de hidrógeno y los electrones de valencia del átomo de carbono (2 en sy 2 en p ) ocupan los orbitales moleculares de enlace, σ y π. [6] Los OM deslocalizados del átomo de carbono en la molécula de metano se pueden localizar para dar cuatro orbitales híbridos sp 3 .
Aplicaciones
Los orbitales moleculares y, más específicamente, el orbital de enlace es una teoría que se enseña en todas las áreas de la química, desde la orgánica hasta la física e incluso analítica, porque es de amplia aplicación. Los químicos orgánicos utilizan la teoría de los orbitales moleculares en su razonamiento de pensamiento para las reacciones; [8] [9] los químicos analíticos lo utilizan en diferentes métodos de espectroscopía; [10] [11] los físicos químicos lo utilizan en los cálculos; [8] [12] incluso se ve en la química de materiales a través de la teoría de bandas, una extensión de la teoría de los orbitales moleculares. [13]
Referencias
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