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
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  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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Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación


La teoría de orbitales moleculares (OM) es un modelo sofisticado para entender la unión química en moléculas, y es particularmente útil para explicar las propiedades de los compuestos de coordinación. En química de coordinación, esta teoría ayuda a explicar cómo los átomos o iones metálicos interactúan con grupos de átomos o moléculas llamados ligandos para formar estructuras complejas. Los compuestos de coordinación son esenciales en una variedad de campos como la bioquímica, la catálisis y la ciencia de materiales, haciendo que la comprensión de la teoría de orbitales moleculares sea importante en estas áreas de la química inorgánica.

Principios básicos de la teoría de orbitales moleculares

En la teoría de orbitales moleculares, los orbitales atómicos de los átomos constituyentes se combinan para formar orbitales moleculares, los cuales se relacionan con la molécula completa en lugar de con átomos individuales. Estos orbitales moleculares pueden clasificarse como de enlace, antienlace o no enlazantes.

- Orbitales de enlace: combinaciones creativas de orbitales atómicos que resultan en orbitales de menor energía que aumentan la estabilidad. Los electrones en estos orbitales sirven para mantener unidos a los átomos.

- Orbitales antienlace: combinaciones destructivas de orbitales atómicos que producen orbitales de alta energía, que disminuyen la estabilidad. Los electrones en estos orbitales pueden debilitar o contrarrestar el enlace.

- Orbitales no enlazantes: orbitales que no están involucrados en interacciones de enlace o restringentes. Sus energías son generalmente las mismas que los orbitales atómicos correspondientes de los que se derivan.

Compuestos de coordinación y teoría del campo de ligandos

En los compuestos de coordinación, el átomo o ion metálico central se enlaza con ligandos, que son moléculas o iones que donan un par de electrones. La teoría del campo de ligandos proporciona un marco para entender cómo ocurren estas interacciones, siendo efectivamente una extensión de la teoría OM aplicada a los complejos de coordinación.

Ligandos y enlaces metal-ligando: Los ligandos pueden ser moléculas neutras como H2O o NH3, o pueden ser iones como Cl- o CN-. Estos ligandos se acercan al centro metálico e interactúan con sus orbitales d, afectando la energía de los orbitales moleculares resultantes.

Teoría del campo cristalino como precursor

Entender la teoría OM en compuestos de coordinación a menudo comienza con la teoría del campo cristalino (TCC), un modelo simple que considera las interacciones electrostáticas entre el ion metálico y el ligando. Si bien la TCC es útil, no tiene en cuenta el carácter covalente en el enlace metal-ligando como lo hace la teoría OM.

Ejemplo: División del campo octaédrico en complejos de coordinación (Δo).
- En un campo octaédrico: los orbitales d se dividen en dos grupos: eg de mayor energía y t2g de menor energía.
- La división del campo cristalino puede ayudar a explicar el color, el magnetismo y otras propiedades de los complejos de coordinación.

Diagramas de OM para complejos octaédricos

Dibujar diagramas de orbitales moleculares para compuestos de coordinación implica considerar los orbitales atómicos tanto del metal como del ligando.

Contribución del metal: Los metales usualmente contribuyen con orbitales de valencia d, s y p a la formación de orbitales moleculares.

Contribución del ligando: Los ligandos contribuyen con sus propios orbitales, que a menudo son orbitales p asociados con pares de electrones solitarios.

Considere la interacción en un complejo octaédrico como [ML6]:

Orbitales de Ligando Metal σ-orbitales π-orbitales (t2g)

Niveles de energía y enlace

Los orbitales moleculares resultantes pueden ordenarse en función de la energía, lo que generalmente se representa en un diagrama de orbitales moleculares. Estos diagramas ayudan a visualizar cómo se distribuyen las interacciones de enlace, no enlace y antienlace en todo el complejo.

Ejemplos de aplicaciones

Color de los complejos: La diferencia de energía entre los orbitales t2g y eg (división del campo de ligandos) a menudo se encuentra en el rango visible, lo que explica los colores vibrantes de muchos compuestos de coordinación.

Por ejemplo, [Ti(H2O)6]3+ es púrpura debido a la absorción de luz que eleva un electrón del nivel t2g al nivel eg.

Magnetismo en compuestos de coordinación

La presencia de electrones desapareados en los orbitales moleculares explica las propiedades paramagnéticas. Los complejos en los que todos los electrones están apareados exhiben diamagnetismo. La comparación de diagramas de OM puede dar una indicación del comportamiento magnético.

Dibujar el diagrama de OM de [Fe(CN)6]4-

Entender las interacciones en complejos de cianuro con metales de transición proporciona aplicabilidad real de la teoría OM. El cianuro es un ligando de campo fuerte, lo que resulta en una división significativa del campo cristalino.

Los siguientes son los pasos para dibujar un diagrama de OM:

  1. Identificar los orbitales atómicos del metal y del ligando que pueden interactuar (por ejemplo, orbitales d del metal y orbitales σ del ligando).
  2. Combinarlos para formar orbitales moleculares de enlace y restringentes, teniendo en cuenta las diferencias debidas a los efectos de campo fuerte de CN-
  3. Alinear estos niveles de energía apropiadamente basándose en datos experimentales o teóricos.
Interacción de cianuro π metal t2g orbital enlazante Antienlace π*

Conclusión

La teoría de orbitales moleculares proporciona una comprensión práctica del enlace en compuestos de coordinación. A diferencia de los modelos más simples como la teoría del campo cristalino, acomoda la naturaleza covalente de las interacciones entre metales y ligandos. Al analizar las contribuciones de los orbitales atómicos tanto del metal como de los ligandos, se puede predecir con precisión la configuración electrónica, el color, el magnetismo y otras propiedades físicas.

A través de ejemplos como complejos octaédricos y casos específicos como [Fe(CN)6]4-, obtenemos valiosas ideas sobre la química de sistemas complejos. La comprensión obtenida de la teoría OM en compuestos de coordinación es fundamental para estudios más avanzados en química inorgánica y sus aplicaciones en tecnología y naturaleza.


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