Teoría de los orbitales moleculares

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En química, la Teoría de los Orbitales Moleculares (TOM), es un método para determinar el enlace químico en la que los electrones no están asignados a enlaces individuales entre átomos, sino que se toman con un movimiento que está bajo la influencia de los núcleos de toda la molécula.[1] En esta teoría, cada molécula tiene un grupo de orbitales moleculares, y se asume que la función de onda ψf del orbital molecular está escrita como una simple suma entre los n orbitales atómicos constituyentes χi, de acuerdo a la siguiente ecuación:[1]

 \psi_j = \sum_{i=1}^{n} c_{ij} \chi_i

Los coeficientes cij pueden ser determinados numéricamente por sustitución de esta ecuación por la de Schrödinger y la aplicación del principio variacional. Este método se llama combinación lineal de órbitas atómicas y se utiliza en la química computacional. Una transformación unitaria adicional puede ser aplicada en el sistema para acelerar la convergencia en algunos combinaciones computacionales. La teoría de los orbitales moleculares ha sido vista como competidor de la Teoría del Enlace de Valencia en los años 30', pero se descubrió después que los dos métodos están íntimamente relacionados y que cuando son extendidos son equivalentes.

Visión general de la teoría[editar]

De acuerdo con la teoría de los orbitales moleculares, los enlaces covalentes de las moléculas se forman por solapamiento de orbitales atómicos, de manera que los nuevos orbitales moleculares pertenecen a la molécula entera y no a un solo átomo. Durante la formación de un enlace, los orbitales atómicos se acercan y comienzan a solaparse, liberando energía a medida que el electrón de cada átomo es atraído por la carga positiva del núcleo del otro átomo. Cuanto mayor sea el solapamiento, mayor será el desprendimiento de energía y, por lo tanto, menor será la energía del orbital molecular. Si el proceso de aproximación de los átomos continúa, los núcleos atómicos pueden llegar a repelerse mutuamente, lo que hace que la energía del sistema aumente. Esto significa que la máxima estabilidad (mínima energía) se alcanza cuando los núcleos se encuentran a una distancia determinada que se conoce como longitud de enlace.[2]

Según la Teoría de los Orbitales Moleculares, el número de orbitales moleculares es igual al número de orbitales atómicos que se solapan. El orbital molecular de menor energía se forma cuando se solapan dos orbitales atómicos que están en fase. Este orbital contiene a los dos electrones y mantiene a los dos átomos unidos, por lo que se denomina orbital molecular enlazante. Sin embargo, se forma otro orbital molecular, que posee una energía mayor que la suma de las energías de los dos orbitales atómicos separados. Este orbital molecular se denomina antienlazante y es destructivo, es decir, si los electrones se encontraran en este orbital, los dos átomos se repelerían.[3] El orbital antienlazante, corresponde en la teoría de Lewis al orbital ocupado por aquellos electrones que no se comparten (llamados "pares no enlazantes" en dicha teoría). Por ejemplo, en el caso de la molécula de oxígeno, existen dos pares enlazantes y seis pares no enlazantes. Los pares enlazantes ocupan los orbitales sigma gerade y pi ungerade (en el nivel 2 de energía), los cuales son orbitales enlazantes, y los pares no enlazantes ocupan los orbitales 2s (que no se comparten) y los orbitales pi gerade, dado que tienen menor energía (son más estables) que los sigma gerade.

Véase también[editar]

Referencias[editar]

  1. a b Daintith, J. (2004). Oxford Dictionary of Chemistry. New York: Oxford University Press. ISBN 0-19-860918-3. 
  2. Biasoli, Weitz, Chandías (1982). Química Orgánica. Buenos Aires: Kapelusz. 
  3. Introduction to Molecular Orbital Theory - Imperial College London