Teoría del orbital molecular

La teoría del orbital molecular (TOM) es una teoría fundamental en química que explica cómo los átomos se combinan para formar moléculas. Proporciona una comprensión más sofisticada del enlace químico que otros modelos como la teoría del enlace de valencia (TEV). En esta explicación exhaustiva, examinaremos en profundidad los conceptos básicos, la formación de un orbital molecular y la aplicación de la teoría del orbital molecular para explicar el enlace en las moléculas.

Conceptos básicos

La teoría del orbital molecular describe el comportamiento de los electrones en las moléculas. A diferencia de la TEV, que asume que los enlaces se forman por la superposición de orbitales atómicos de diferentes átomos, la TOM propone orbitales moleculares que pertenecen a toda la molécula.

Formación de orbitales moleculares

Los orbitales moleculares se forman cuando los orbitales atómicos en una molécula se combinan. Consideremos la molécula diatómica más simple: H 2. Cada átomo de hidrógeno contribuye con un orbital atómico 1s, y estos orbitales pueden combinarse de dos maneras diferentes:

• Combinación constructiva: Cuando los orbitales atómicos se combinan constructivamente, forman un orbital molecular llamado un orbital molecular de enlace. Se caracteriza por un aumento de la densidad electrónica entre los dos núcleos y tiene menor energía que los orbitales atómicos originales.
• Combinación destructiva: Cuando los orbitales atómicos se combinan destructivamente, forman un orbital molecular antienlazante. Se caracteriza por un nodo (una región de densidad electrónica cero) entre los núcleos y tiene alta energía.

Ejemplo visual de combinación de orbitales moleculares

        H --(1s)-- + H --(1s)-- | | VV Orbital de enlace Orbital antienlazante
        H --(1s)-- + H --(1s)-- | | VV Orbital de enlace Orbital antienlazante
    

Diagrama de orbital molecular

La disposición de los orbitales moleculares de enlace y restrictivos puede mostrarse en un diagrama de orbital molecular. Aquí hay un ejemplo para el hidrógeno molecular:

        Energía ↑ | σ* 1s (Antienlazante) |----------------------------- | σ 1s (Enlazante) |----------------------------- |
        Energía ↑ | σ* 1s (Antienlazante) |----------------------------- | σ 1s (Enlazante) |----------------------------- |
    

En este diagrama, σ 1s es un orbital molecular de enlace y σ* 1s un orbital molecular antienlazante. Los electrones llenarán primero el orbital de enlace de menor energía, seguido del orbital antienlazante si hay más electrones.

Orden de enlace

La teoría del orbital molecular introduce el concepto de orden de enlace para predecir la estabilidad de una molécula. El orden de enlace se calcula de la siguiente manera:

        Orden de enlace = (Número de electrones en orbitales de enlace - Número de electrones en orbitales antienlazantes) / 2
        Orden de enlace = (Número de electrones en orbitales de enlace - Número de electrones en orbitales antienlazantes) / 2
    

Un orden de enlace más alto indica enlaces más estables. Por ejemplo, en _{H 2}:

        Electrones de enlace = 2 Electrones antienlazantes = 0 Orden de enlace = (2 - 0) / 2 = 1
        Electrones de enlace = 2 Electrones antienlazantes = 0 Orden de enlace = (2 - 0) / 2 = 1
    

Aplicaciones de la teoría del orbital molecular

La TOM puede aplicarse a moléculas más complejas como O 2 y N 2. Vamos a explorar estos ejemplos:

Molécula de oxígeno _{O 2}

La molécula de oxígeno tiene 16 electrones de valencia. Su diagrama de orbital molecular es el siguiente:

        Energía ↑ | σ* 2p |------------------------- | π* 2p π* 2p |------------------------- | π 2p π 2p |------------------------- | σ 2p |------------------------- | σ* 2s |------------------------- | σ 2s
        Energía ↑ | σ* 2p |------------------------- | π* 2p π* 2p |------------------------- | π 2p π 2p |------------------------- | σ 2p |------------------------- | σ* 2s |------------------------- | σ 2s
    

        Electrones de enlace: 10 Electrones antienlazantes: 6 Orden de enlace: (10 - 6) / 2 = 2
        Electrones de enlace: 10 Electrones antienlazantes: 6 Orden de enlace: (10 - 6) / 2 = 2
    

El orden de enlace 2 explica por qué _{O 2} tiene un doble enlace.

Molécula de nitrógeno N 2

La molécula de nitrógeno tiene 14 electrones de valencia. Su diagrama de orbital molecular es el siguiente:

        Energía ↑ | σ* 2p |------------------------- | π* 2p π* 2p |------------------------- | π 2p π 2p |------------------------- | σ 2p |------------------------- | σ* 2s |------------------------- | σ 2s
        Energía ↑ | σ* 2p |------------------------- | π* 2p π* 2p |------------------------- | π 2p π 2p |------------------------- | σ 2p |------------------------- | σ* 2s |------------------------- | σ 2s
    

        Electrones de enlace: 10 Electrones antienlazantes: 4 Orden de enlace: (10 - 4) / 2 = 3
        Electrones de enlace: 10 Electrones antienlazantes: 4 Orden de enlace: (10 - 4) / 2 = 3
    

El orden de enlace 3 para N 2 se correlaciona con su triple enlace observado.

Ventajas de la teoría del orbital molecular

• La TOM ofrece una imagen más detallada de la estructura electrónica de las moléculas.
• Es responsable de las propiedades magnéticas de las moléculas (por ejemplo, el paramagnetismo en _{O 2}).
• Proporciona un método para calcular propiedades moleculares como el orden de enlace y la longitud de enlace.

Limitaciones de la teoría del orbital molecular

• Para moléculas más grandes esto puede ser complejo e intensivo en cálculos matemáticos.
• Se necesitan datos empíricos para algunas predicciones y confirmaciones.

Conclusión

La teoría del orbital molecular es un concepto esencial en química que proporciona una comprensión más completa del enlace químico y la estructura molecular. Al considerar la molécula como un todo, permite a los químicos predecir y explicar comportamientos moleculares que son esenciales para los avances en la investigación química y la industria.

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