3 QUIMICA Schaum

REPRESENTACIÓN DE ORBITALES MOLECULARES 135
121°
118°
118°
Figura 9-5 Figura 9-6 Figura 9-7
REPRESENTACIÓN DE ORBITALES MOLECULARES
Los electrones de valencia en las estructuras se describen como electrones no compartidos, localizados en determinados
átomos, o electrones compartidos asignados a enlaces que unen determinados pares de átomos. En una representación
alternativa se manejan los electrones asignándolos a orbitales moleculares (OM) que pertenecen a la molécula
en su conjunto. Un orbital atómico es la solución matemática de una ecuación de Schrödinger, que describe la distribución
de probabilidades de las diversas posiciones que puede ocupar un electrón, con determinado conjunto de
números cuánticos, en torno al núcleo atómico, también así un orbital molecular describe la distribución de posiciones
de un electrón, que tiene un conjunto dado de números cuánticos, en una molécula. Los orbitales moleculares se pueden
presentar escribiendo las combinaciones matemáticas de los orbitales atómicos, de los átomos componentes, o
bien, se pueden representar, al menos en términos cualitativos, como combinaciones geométricas de los orbitales atómicos
que contribuyen. Las reglas del uso de orbitales moleculares son:
1. La cantidad total de orbitales moleculares (OM) es igual a la suma de la cantidad de orbitales atómicos (OA) de
los átomos que los forman.
2. Cada orbital puede tener 0, 1 o 2 electrones, que corresponden a dos direcciones distintas de espín electrónico y a
la aplicación del principio de Pauli.
3. Cuando existen varios OM de energía igual o casi igual, los electrones tienden a llenar esos orbitales para obtener
la máxima cantidad de espines electrónicos desapareados. Cuanto más parecidos sean los niveles de energía, mayor
será esta tendencia (regla de Hund).
4. Las direcciones, en el espacio, que describen la orientación de los orbitales, si bien son arbitrarias en el caso de un
átomo libre (figura 8-3), se relacionan con las posiciones de los átomos vecinos en el caso de moléculas o iones
complejos.
5. Es más probable que un orbital molecular esté formado por orbitales atómicos de niveles similares de energía.
6. En las moléculas diatómicas, o más comúnmente en los enlaces localizados entre dos centros, los orbitales de dos
átomos que se pueden combinar para formar un orbital molecular son los que tienen la misma simetría respecto al
eje entre los dos centros atómicos del enlace. Esta regla no abarca la construcción de orbitales moleculares que se
extienden sobre tres o más átomos; serían necesarias reglas más complicadas.
7. Un orbital con dos centros y alta probabilidad electrónica en la región entre los núcleos es un orbital de enlace. Un
enlace químico estable existe cuando la cantidad de electrones en orbitales de enlace es mayor que la cantidad de
electrones en los orbitales de antienlace.
Las propiedades direccionales de los orbitales moleculares están gobernadas por números cuánticos análogos a los
números cuánticos atómicos l y m l . En la notación de orbitales moleculares se usan letras griegas (s, p, d, etc.) para
indicar los valores crecientes del número cuántico tipo l, análogas a las letras latinas s, p, d, etc., de los orbitales atómicos.
En este libro sólo se consideran los orbitales s y p. Hay dos clases de orbitales s: de enlace y de antienlace
(figura 9-8). Un orbital de antienlace se representa con un asterisco después de la letra griega, como s*, p*, etc. Un
orbital de enlace tiene una región de traslapo electrónico (alta probabilidad) entre los átomos unidos y posee menor