Teoría del Orbital molecular

Tercer modulo

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

• 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

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

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

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

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

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

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

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

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

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