3 QUIMICA Schaum

136 CAPÍTULO 9 ENLACE QUÍMICO Y ESTRUCTURA MOLECULAR
energía que cualquiera de los orbitales atómicos componentes. Un orbital de antienlace tiene un plano nodal (región
de probabilidad cero) entre los átomos enlazados y es perpendicular al eje del enlace; su energía es mayor que cualquiera
de los orbitales atómicos que lo forman.
de antienlace
de enlace
Figura 9-8
Si se designa como x el eje del enlace, los enlaces s se pueden formar combinando cualquiera de los dos orbitales
atómicos siguientes, cada uno con una región de alta probabilidad electrónica a lo largo del eje x y con simetría cilíndrica
respecto a él: s, p x , d x 2 – y 2 o con orbitales híbridos que apunten a lo largo del eje x. Si el eje del enlace es z, se
pueden formar orbitales s con s, p z o d z 2, o con los orbitales híbridos apropiados. Si el eje del enlace es y, los orbitales
atómicos componentes para los orbitales s son s, p y , d x 2 – y 2 u orbitales híbridos adecuados.
Un orbital p relacionado con un enlace en la dirección x se caracteriza por tener un valor de cero en todos los
puntos a lo largo del eje x. Como los orbitales p y tienen sus probabilidades máximas en las direcciones de +y y −y (es
decir, arriba y abajo del plano xz), se pueden formar con orbitales atómicos p y . De igual modo, los orbitales p z , que
tienen sus probabilidades máximas arriba y abajo del plano xy, se pueden formar a partir de los orbitales atómicos p z ;
los orbitales p también pueden ser de enlace o de antienlace (figura 9-9). Un orbital d xy se puede combinar con un
orbital p y , o un orbital d xz con uno p z para formar orbitales p.
de antienlace
de enlace
Figura 9-9
Los orbitales atómicos de no enlace son aquellos que no interaccionan con los orbitales de otros átomos, porque:
1. Los dos átomos están demasiado separados para que haya buen traslapo de orbitales (es el caso de átomos no
adyacentes).
2. La energía del orbital de no enlace no es cercana a la de algún orbital en el átomo adyacente (por ejemplo, el orbital
3s del Cl tiene energía mucho menor que el orbital 1s del H en el HCl).
3. El orbital de no enlace de un nivel interno no se traslaparía con un orbital de un átomo vecino (por ejemplo, los
electrones K del F 2 ).
4. El orbital de no enlace no coincide en su simetría con algún orbital disponible del átomo adyacente (por ejemplo,
el orbital 3p y del Cl no tiene simetría que coincida con el orbital 1s del H en el HCl, donde x es la dirección de
unión, y el orbital 2p y del H tiene demasiada energía para participar).
Un orbital de no enlace tiene la misma energía que en el átomo libre. Los electrones que ocupan orbitales de no enlace
corresponden a los electrones no compartidos en las estructuras de Lewis.
Para las moléculas existe un principio de construcción análogo al de los átomos. El orden de llenado de los orbitales
moleculares de las capas de valencia, en el caso de moléculas diatómicas homonucleares, donde x es el eje del
enlace, es:
s s < s ∗ s < p y = p z < s px < p ∗ y = p ∗ z < s ∗ p x