Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
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  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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Orbitales moleculares


Los orbitales moleculares (MOs) son conceptos esenciales en el estudio de la química orgánica, particularmente en el contexto de la estructura y el enlace. Son cruciales para entender cómo se forman las moléculas, cómo se comportan y cómo su estructura afecta sus propiedades químicas. En esta guía completa, exploraremos qué son los orbitales moleculares, cómo se forman y su importancia en la química orgánica.

Comprendiendo los orbitales atómicos

Para entender el concepto de los orbitales moleculares, es importante primero entender los orbitales atómicos. Los orbitales atómicos son regiones en un átomo donde es probable encontrar electrones. Son soluciones a la ecuación de Schrödinger para electrones en un átomo y vienen en varias formas y tamaños. Los tipos más comunes de orbitales atómicos son:

  • 1s: Esférico, se encuentra más cerca del núcleo.
  • 2s: También es circular, pero más grande que 1s.
  • 2p: Forma de mancuerna y orientado a lo largo de diferentes ejes (px, py, pz).
1s: esférico
2p: forma de mancuerna (px, py, pz)
1s 2p

Cada orbital puede contener un cierto número de electrones: el orbital s puede contener 2, el orbital p puede contener 6, etc. Estos orbitales determinan principalmente el comportamiento químico de los átomos al enlazarse.

Formación de orbitales moleculares

Los orbitales moleculares se forman cuando los orbitales atómicos se combinan durante la formación de una molécula. Supongamos que dos átomos de hidrógeno se acercan entre sí para formar una molécula de hidrógeno (H2). Sus respectivos orbitales atómicos 1s pueden superponerse para formar nuevos conjuntos de orbitales:

  • orbital σ (sigma): Este es el orbital molecular de enlace de baja energía. Los electrones en este orbital se encuentran entre los dos núcleos, lo que estabiliza la molécula.
  • orbital σ* (sigma-star): Este es el orbital molecular de anti-enlace de alta energía. Los electrones en este orbital se encuentran fuera de la región entre los dos núcleos, haciendo que la molécula sea inestable.

En el caso de la molécula de hidrógeno, el orbital σ se llena de electrones, formando un enlace estable, mientras que σ* permanece vacío.

h1 1s h2 1s σ* σ

Orbitales de enlace y anti-enlace

La combinación de orbitales atómicos forma orbitales moleculares de enlace y anti-enlace, que son factores importantes en la determinación de la estabilidad y propiedades de las moléculas. Aquí hay una mirada más detallada:

  • Orbitales de enlace: Estos orbitales tienen menor energía que los orbitales atómicos individuales de los átomos involucrados en el enlace. Los electrones en los orbitales de enlace se encuentran entre los núcleos atómicos, lo que ayuda a mantenerlos unidos. La molécula es estable cuando los orbitales de enlace están ocupados.
  • Orbitales de anti-enlace: Estos orbitales tienen alta energía. Los electrones en estos orbitales se encuentran fuera de la región entre los núcleos, lo que puede debilitar o impedir el enlace entre átomos. Para la estabilidad, estos orbitales deben tener menos electrones, idealmente ninguno.

La presencia de electrones en los orbitales moleculares puede ser representada a través de diagramas de orbitales moleculares, que proporcionan una vista de la distribución de electrones dentro y entre los orbitales.

Diagrama de orbital molecular

Los diagramas de orbitales moleculares se utilizan para describir los niveles de energía y la ocupación de electrones dentro de una molécula. Son invaluables para visualizar los principios subyacentes de la teoría del enlace.

I 1S (H1) 1S (H2) σ σ*

El diagrama MO arriba para H2 muestra cómo se combinan los orbitales atómicos 1s del hidrógeno. La línea inferior representa el orbital de enlace (σ), y la línea superior representa el orbital de anti-enlace (σ*). La ocupación se representa mediante líneas medio llenas, indicando qué orbital ocupan los electrones.

Enfoque LCAO (Combinación Lineal de Orbitales Atómicos)

La combinación lineal de orbitales atómicos (LCAO) es un método para construir orbitales moleculares. Conjetura que los orbitales moleculares pueden expresarse como combinaciones lineales de orbitales atómicos. Este enfoque es útil para predecir las formas y niveles de energía de los orbitales moleculares.

Ψ(MO) = c₁Ψ(AO₁) + c₂Ψ(AO₂)

Aquí, Ψ(MO) representa la función de onda del orbital molecular, Ψ(AO₁) y Ψ(AO₂) son las funciones de onda de los orbitales atómicos de cada átomo participante, y c₁ y c₂ son coeficientes que representan el grado de contribución de cada orbital atómico.

El método LCAO es útil para conceptualizar muchos fenómenos de química orgánica, particularmente fenómenos que involucran sistemas conjugados como el benceno o el butadieno, que pueden caracterizarse en términos de solapamiento de orbitales p.

Orbitales moleculares en sistemas conjugados

Los sistemas conjugados son cadenas de enlaces simples y múltiples (generalmente dobles), y son prominentes en química orgánica. Los electrones en estos sistemas están deslocalizados a través de múltiples átomos, contribuyendo a propiedades químicas y físicas únicas como mayor estabilidad, menor reactividad y características de color distintivas.

Tomemos, por ejemplo, la molécula 1,3-butadieno (C4H6), que tiene dos enlaces dobles conjugados. Los orbitales p en los dos átomos de carbono centrales se solapan, permitiendo el desplazamiento de electrones:

CH₂=CH-CH=CH₂
π π Chowdhary Chowdhary CH₂ CH₂

El asentamiento estable de electrones en los orbitales moleculares resultante de este desplazamiento puede expresarse utilizando la teoría MO, donde los orbitales moleculares mostrarán fases alternas (enlace y deslocalización) en el anillo.

HOMO y LUMO

En el contexto del enlace y las interacciones moleculares, los conceptos de HOMO (orbital molecular ocupado de mayor energía) y LUMO (orbital molecular desocupado de menor energía) juegan un papel importante:

  • HOMO: El orbital molecular de mayor energía que contiene uno o más electrones. Este es el orbital del que es más fácil remover un electrón.
  • LUMO: El orbital molecular con la menor energía que no tiene electrones. Este es el orbital que más fácilmente puede aceptar electrones.

La diferencia entre los niveles de energía HOMO y LUMO, la brecha HOMO-LUMO, es una propiedad fundamental que afecta la reactividad química y las propiedades electrónicas, sirviendo como uno de los factores complejos que definen el rendimiento de una molécula en las reacciones químicas.

Importancia de los orbitales moleculares en la química orgánica

Los orbitales moleculares proporcionan información mucho más profunda que el modelo estándar de estructuras de Lewis. Explican fenómenos como:

  • Estabilidad: Las moléculas con orbitales de enlace completamente ocupados y orbitales de anti-enlace vacíos son estables.
  • Espectroscopía: Los MOs son extremadamente importantes al interpretar espectros UV/visible, ya que las transiciones ocurren a menudo entre diferentes orbitales moleculares.
  • Reactividad: El HOMO y el LUMO definen principalmente cómo las moléculas participan en reacciones químicas, especialmente en casos de transferencia de electrones o sistemas conjugados.
  • Color: Las moléculas con sistemas conjugados exhiben diferentes colores debido a transiciones electrónicas entre el HOMO y el LUMO, que a menudo absorben longitudes de onda de luz visible.

Conclusión

En conclusión, entender los orbitales moleculares es crucial para dominar el comportamiento químico de los compuestos orgánicos. Proporciona una imagen detallada de cómo están estructuradas las moléculas y cómo interactúan, reaccionan y muestran sus asombrosas propiedades. Este conocimiento es vital para cualquiera que desee profundizar en la comprensión de la química orgánica y buscar campos como la ingeniería química, la farmacéutica y la ciencia de materiales.


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