Teoría del Orbital molecular Tercer modulo

Reglas que rigen la TOM El número de orbitales moleculares (OMs) que se forman es igual al número de orbitales atómicos que se combinan El llenado de OMs procede del de menor energía al de mayor energía El número de electrones en OMs de enlace siempre es mayor que el número de electrones en OMs de antienlace

Cada OM puede aceptar solo un par de electrones con espín opuesto Cuando hay electrones desapareados en OMs de la misma energía, sus espines serán paralelos. El número de electrones en los OMs es igual a la suma de los electrones de todos los átomos que se enlazan. Reglas que rigen la TOM

Orbitales de enlace y antienlace. Orbital de enlace.- si está ocupado, promueve la unión internuclear Orbital de antienlace.- si esta ocupado, promueve la separación internuclear

Orbital de enlace sigma (  ) a partir de orbitales atómicos “s” La interferencia constructiva de las ondas, incrementa la densidad electrónica entre los nucleos P. Atkins, “Physical Chemistry”, 6 th ed. Freeman, U.S.A. 1997

Orbital de antienlace sigma (  *) a partir de orbitales atómicos “s” La interferencia destructiva de las ondas, disminuye la densidad electrónica entre los núcleos P. Atkins, “Physical Chemistry”, 6 th ed. Freeman, U.S.A. 1997

Orbitales sigma (  ) a partir de orbitales atómicos “p” Orbital  de enlaceOrbital   de antienlace Los orbitales  se pueden formar por la interacción en el eje internuclear (axialmente) de dos orbitales atómicos p P. Atkins, “Physical Chemistry”, 6 th ed. Freeman, U.S.A. 1997

Orbitales pi (  ) a partir de orbitales p Orbital  de enlaceOrbital   de antienlace Los orbitales  se pueden formar por la interaccion fuera el eje internuclear (lateralmente) de dos orbitales atómicos p P. Atkins, “Physical Chemistry”, 6 th ed. Freeman, U.S.A. 1997

Moléculas diatómicas H1s 2σ*2σ* 1σ1σ Diagrama de nivel de energia de orbital para la molécula de H 2. n = 2 E Orden de enlace “n”: número de electrones en orbitales de enlace – número de electrones en orbitales de antienlace P. Atkins, “Physical Chemistry”, 6 th ed. Freeman, U.S.A. 1997

Molécula de He 2 He1s 2σ*2σ* 1σ1σ E Diagrama de nivel de energía de orbital para la molécula He 2. La influencia antienlace del orbital  * es mayor que la influencia enlazante del orbital . n = 0 P. Atkins, “Physical Chemistry”, 6 th ed. Freeman, U.S.A. 1997

O 2 y N 2 O 2s 2σ*2σ* 1σ1σ O 2p 2πx*2πx* 1πx1πx 3σ3σ 4σ*4σ* 2πy*2πy* 1πy1πy N 2s 2σ*2σ* 1σ1σ N 2p 2πx*2πx* 1πx1πx 3σ3σ 4σ*4σ* 2πy*2πy* 1πy1πy E Los orbitales  x y  y tienen la misma energía en cada molécula P. Atkins, “Physical Chemistry”, 6 th ed. Freeman, U.S.A. 1997

Moléculas conjugadas: 1,3-butadieno C 2p 1 π 3 π * 4 π* 2 π C 2p E Enlazante Mayormente enlazante Mayormente antienlazante Antienlazante Aproximación de Hükel: solo se toman en cuenta los orbitales π y π*. Los electrones del orbital 1π están deslocalizados a lo largo de el esqueleto de carbonos