Se considera la molécula como si fuera un átomo.

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1 Se considera la molécula como si fuera un átomo.
Teoría de los orbitales moleculares (TOM) Se considera la molécula como si fuera un átomo. Los electrones de los átomos enlazados se sitúan en orbitales que pertenecen a toda la molécula, llamados orbitales moleculares (ψ). Diagrama de orbitales moleculares de la molécula de hidrógeno (H2): Ψ- ϕ1s H (nueva) Ψ+ Los orbitales atómicos (ϕ) se combinan para formar el mismo número de orbitales moleculares (ψ). La combinación de dos orbitales s forma dos orbitales moleculares, uno enlazante (ψ+), más estable que los orbitales atómicos de partida, y otro antienlazante (ψ-), menos estable.

2 Teoría del enlace de valencia (TEV)
Dos átomos forman un enlace covalente cuando se solapan orbitales de ambos, originando una zona común de alta densidad electrónica. Los orbitales atómicos de partida deben estar semillenos solapamiento frontal solapamiento lateral enlaces  enlaces  Los orbitales solapados forman un solo orbital ocupado con dos electrones apareados que poseen espines opuestos. Los orbitales deben tener energía parecida y simetría adecuada Molécula de hidrógeno (H2): cada átomo de H posee un OA 1s semilleno El solapamiento de los OA 1s forma una zona de probabilidad común, responsable del enlace Original: p0412 Molécula de cloro (Cl2): cada átomo de Cl posee un OA 2p semilleno El solapamiento frontal de dos OA 2p forma una zona de probabilidad común responsable del enlace

3 Teoría del enlace de valencia (TEV)
Cuando se produce más de un solapamiento entre orbitales atómicos de distintos átomos se originan enlaces múltiples Ejemplos: Molécula de oxígeno (O2) Al acercarse dos átomos de oxígeno, se solapan frontalmente sus OA 2px semiocupados, originando un enlace . También se solapan lateralmente los dos OA 2py , originando otro enlace  Molécula de nitrógeno (N2) Al aproximarse los átomos, se solapan frontalmente sus OA 2px semiocupados (enlace ) y se producen solapamientos laterales entre los dos OA 2py y los dos OA 2pz respectivamente, originando dos enlaces 

4 Teoría RPECV La teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) permite predecir la geometría de moléculas sencillas basándose en la repulsión entre pares de electrones en torno al átomo central. Los pares de electrones de valencia que rodean a un átomo central se repelen entre sí, separándose en la medida de lo posible para minimizar la energía del sistema Los pares no compartidos están más dispersos y ejercen más repulsión sobre los otros pares, por lo que los ángulos de enlace que resultan son mayores que los teóricos La resonancia establece que los pares de electrones compartidos no siempre están localizados entre dos átomos, a veces están deslocalizados en la molécula. Original: p0417 La resonancia propone la representación de estas moléculas mediante estructuras resonantes. Por ejemplo, el trióxido de azufre (SO3) es un híbrido de resonancia entre las siguientes estructuras: La estructura real es el conjunto de dichas estructuras y se denomina híbrido de resonancia.

5 Hibridación de orbitales
La combinación de orbitales atómicos (OA) da lugar a orbitales híbridos En la molécula de cloruro de berilio (BeCl2), una combinación lineal de los OA 2s y 2px del berilio origina dos orbitales híbridos, donde se alojan los dos electrones que contenía el orbital 2s original. Estos orbitales híbridos originan, con dos OA 2p de los átomos de cloro, dos enlaces  que forman 180º, resultando una molécula lineal sin momento dipolar. Los tipos de hibridación más frecuentes son: Original: p0413