teoría del orbtal molecular

TEORÍA
ORBITAL
MOLECULAR (TOM)
ENLACE METÁLICO
Química General AI

Quím. Claudia Villanueva H.

TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
(TOM)
Postulados:
1er: En la combinación de orbitales atómicos (OA) de átomos
diferentes se forman orbitales moleculares (OM), de modo tal que
los e- que los ocupan pertenecen a la molécula como un
todo.
Orbital Atómico (OA): Aquellos que ocupan regiones definidas
en elespacio. Ejm.: 1s, 2s, 2px, 2py, 2pz.
Orbital Molecular (OM): Aquellos que retienen pares de e- y
están dispuestos en el espacio entorno a dos o más núcleos.
Tipos: sigma y pi.
Enlace sigma (δ): Densidad electrónica se concentra en el eje que
une los átomos. Consta de un solo lóbulo.Ejm.: δs , δp, δsp
Enlace pi () : Densidad electrónica se encuentra por encima y por
debajo del eje que une losátomos. Consta de más de un lóbulo.
Quím. Claudia Villanueva H.

Formación del enlace sigma (δ)

Two s orbitals
overlap

δs-s

Two p orbitals
overlap

δs-p

δp-p

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Formación del enlace pi (π)
Enlaces dobles
( C­C )
 ( px­px)
H

( C­H )
 ( sp2­s)

H
C

C

H

H
( C­C )
 ( sp2­sp2)

( C­H )

( sp­s)

( C­C )
 ( px­px)

Enlaces triples

H

C

C

H

( C­C )
 ( sp­sp)( C­C )
 ( py­py)

Quím. Claudia Villanueva H.

2do: El número de OM que se forma es igual al número de OA que
se combina.
Si cada orbital atómico de los átomos A y B se puede representar
por una función de onda, j, los orbitales moleculares se obtendrán
de la siguiente forma:
c1c2c1c2
en donde (+) corresponde a un orbital molecular conmenor
contenido energético llamado orbital molecular enlazante y (-)
corresponde a un orbital molecular con mayor contenido energético
llamado orbital molecular antienlazante.
La combinación lineal de dos OA 1s produce otros dos OM,
uno de menor contenido energético, δ1s, enlazante y otro de mayor
contenido energético, δ *1s, antienlazante.

Quím. Claudia Villanueva H.

Enlaces 
de orbitales
“s”Enlaces  de orbitales
“p”

Enlaces π de orbitales “p”

Quím. Claudia Villanueva H.

3er: Los electrones son asignados a orbitales moleculares de
energía creciente, de acuerdo al principio de Aufbau, la regla de
Hund y al
principio de exclusión de Pauli.
Ejm.: H2

Orden de enlace (OE) y Estabilidad de enlace
OE = 1/2 [#e- enlazantes - #e- antienlazantes]
Si:
OE = 0 ; la molécula no sería másestable que los átomos
separados; por lo
que no existiría.
OE › 1 ; la molécula sería más estable que los átomos separados ;
se
predice
que si existe.
Quím. Claudia Villanueva H.

Manejo de la TOM
Procedimiento:
1. Dibuje el diagrama del nivel energético OM adecuado.
2. Cuente el # total de e- de la molécula o ión.
3. A medida que coloque cada e- en el orbital disponible que
tenga la menor energía.
4.Calcule el OE.
5. Utilice el OE para determinar su estabilidad
6. Observe si hay e- desapareados para determinar si la
especie es paramagnética.

Quím. Claudia Villanueva H.

Propiedades de moléculas diatómicas homonucleares de elementos
del segundo periodo*

Quím. Claudia Villanueva H.

El paramagnetismo del O2
Los experimentos muestran que O2 es paramagnético ya que en la práctica
presenta e-desapareados
Debería ser
diamagnética de
acuerdo a la estructura
de Lewis

O

O

Teoría del orbital molecular: los enlaces se forman de
la interacción de orbitales atómicos para formar
orbitales moleculares.
Quím. Claudia Villanueva H.

ENLACE METÁLICO
Se produce entre átomos metálicos debido a la
fuerza de atracción eléctrica que se establece
entre la nube de electrones erráticos (no fijos)
quegiran alrededor de cada catión metálico.
(ΔE < 1.9)
La estructura de Lewis del sodio metálico y
sólido
es la siguiente:
nNa*(s)

nNa+(s)
Catión

+

ne-

Nube de electrones

Quím. Claudia Villanueva H.

ENLACE METÁLICO
• Lo forman la asociación de átomos de
carácter metálico del sistema periódico al
unirse entre sí.

• Los núcleos de los átomos se unen entre si
formando una red.
• Los...