Posgrado → Química Física → Química Cuántica ↓
Teoría de orbitales moleculares
La teoría de orbitales moleculares (TOM) es un método en química cuántica que nos ayuda a entender el comportamiento de los electrones en las moléculas. A diferencia de otros modelos, la TOM describe los electrones como distribuidos a través de múltiples átomos en lugar de estar localizados entre dos átomos. Esta distribución amplia de los electrones lleva a la formación de orbitales moleculares, que pueden extenderse a lo largo de toda la molécula. Comprendamos este concepto en profundidad con un lenguaje sencillo y ejemplos ilustrativos.
El concepto de orbitales atómicos
Antes de explorar los orbitales moleculares, es necesario entender los orbitales atómicos. En un átomo, los electrones residen en regiones de espacio alrededor del núcleo llamadas orbitales. Estos orbitales son soluciones a la ecuación de Schrödinger para electrones en átomos. Tienen diferentes formas y energías, y se representan como orbitales s, p, d y f.
orbitales s: forma esférica
orbitales p: forma de mancuerna con tres orientaciones (px, py, pz)
orbitales d: formas más complejas con cinco orientaciones (dxy, dyz, dxz, dx2-y2, dz2)
Según el principio de exclusión de Pauli, cada orbital atómico puede albergar un máximo de dos electrones con espines opuestos.
Orbitales moleculares
Cuando los átomos se combinan para formar moléculas, sus orbitales atómicos se superponen para formar orbitales moleculares. El aspecto clave de la TOM es que estos orbitales moleculares se forman a partir de combinaciones lineales de orbitales atómicos (CLOA). Los orbitales moleculares pueden clasificarse en orbitales de enlace y antienlace.
Orbitales moleculares de enlace: Cuando los orbitales atómicos se combinan en fase, se refuerzan entre sí, generando una interferencia constructiva de baja energía. Esto resulta en un orbital molecular de enlace, lo que aumenta la probabilidad del electrón entre los núcleos y mantiene los átomos unidos.
Orbitales moleculares de antienlace: En contraste, si los orbitales atómicos se combinan fuera de fase, interfieren de manera destructiva, resultando en niveles de energía más altos, conocidos como orbitales moleculares de antienlace. Estos orbitales moleculares tienen nodos donde la densidad electrónica es mínima o nula, reduciendo la fuerza del enlace.
La superposición de dos orbitales atómicos puede representarse como:
Ψ_molecular = c1Ψ_A + c2Ψ_B
Aquí Ψ_molecular denota el orbital molecular, Ψ_A y Ψ_B son orbitales atómicos, y c1 y c2 son coeficientes que indican la contribución de cada orbital atómico al orbital molecular.
Visualización de orbitales moleculares para moléculas diatómicas
Visualicemos la formación de orbitales moleculares usando al hidrógeno diatómico (H 2) como un ejemplo sencillo.
Para H2, cada átomo de hidrógeno tiene un orbital atómico 1s. Cuando se combinan, forman dos orbitales moleculares:
Orbitales moleculares de enlace (σ 1s) y de antienlace (σ* 1s):
1s 1s
,
,
1s 1s 1s 1s
El orbital de enlace (σ 1s) tiene menos energía que el orbital atómico original, mientras que el orbital de antienlace (σ* 1s) tiene más energía. En H 2, ambos electrones ocupan el orbital molecular de enlace, formando una molécula estable.
Prueba de tornasol: orden de enlace y estabilidad
La teoría de orbitales moleculares introduce el concepto de orden de enlace para evaluar la estabilidad molecular:
Orden de enlace = (Electrones en orbitales de enlace - Electrones en orbitales de bloqueo) / 2
Para H2, el orbital molecular de enlace está lleno con dos electrones y el orbital de antienlace está vacío. Por lo tanto, el orden de enlace es:
Orden de enlace = (2 - 0) / 2 = 1
Un orden de enlace positivo indica la estabilidad de la molécula. Si el orden de enlace es cero o negativo, es poco probable que la molécula exista bajo condiciones normales.
Moléculas diatómicas heteroatómicas
La teoría de orbitales moleculares no se limita a átomos similares. Consideremos el caso del fluoruro de hidrógeno (HF). El proceso es similar pero existen diferencias debido a la disparidad de electronegatividades entre el hidrógeno y el flúor.
La vista subjetiva de la superposición se describe de la siguiente manera:
F H
2p 1c
,
,
σ(2p-1s) π(2p)
Debido a las altas electronegatividades del flúor, sus orbitales atómicos son más bajos en energía que los orbitales 1s del hidrógeno. Por tanto, los orbitales moleculares en HF están inclinados hacia el flúor, indicando la influencia significativa de los orbitales atómicos de flúor en la molécula.
Nota: Solo los orbitales con simetría similar y energía comparable se combinan significativamente. Por lo tanto, HF forma un orbital molecular de enlace que está dominado principalmente por el orbital 2p del flúor y el orbital 1s del hidrógeno.
Aplicación de la teoría de orbitales moleculares a moléculas poliatómicas
Extender la TOM a moléculas poliatómicas implica interacciones más complejas, pero sigue los mismos principios. En moléculas como el agua (H 2O), los orbitales 1s de los átomos de hidrógeno interactúan con los orbitales 2p del oxígeno, formando nuevos orbitales moleculares que abarcan los tres átomos.
La formación se puede generalizar de la siguiente manera:
O(2s,2p) + H(1s) + H(1s) → Orbitales moleculares
La combinación constructiva resulta en orbitales de enlace que mantienen los átomos juntos, mientras que la combinación destructiva resulta en orbitales restrictivos.
Conclusión
La teoría de orbitales moleculares conecta la química cuántica y la vinculación química del mundo real, proporcionando una comprensión profunda de la naturaleza de las moléculas. Extender la TOM a moléculas complejas incrementa la complejidad de los cálculos, pero proporciona una comprensión increíblemente detallada de la distribución de electrones y la fuerza del enlace. A pesar de su complejidad, la idea central es que los orbitales moleculares formados por superposición de orbitales atómicos impulsan la estabilidad y estructura de la molécula.
Esperamos que a través de esta exploración el mundo de los orbitales moleculares parezca más tangible e intuitivo.
Comentarios