FORMACIÓN del ENLACE en MOLECULAS

FORMACIÓN del ENLACE en MOLECULAS

Las propiedades de simetría y las energías relativas de los orbitales atómicos determinan cómo interactúan para formar orbitales moleculares (OM). Estos orbitales moleculares se llenan con los electrones disponibles de acuerdo con las mismas reglas utilizadas para los orbitales atómicos (OA), y la energía total de los electrones en los orbitales moleculares se compara con la energía total inicial de los electrones en los orbitales atómicos. Si la energía total de los electrones en los orbitales moleculares es menor que en los orbitales atómicos, la molécula es estable en comparación con los átomos; si no, la molécula es inestable y el compuesto no se forma. Ya analizaremos esto en más detalle cuando veamos el concepto de orden de enlace.

Entonces los átomos a través de sus orbitales generan las moléculas. ¿Pero cómo es posible entender esto de manera concreta?

Para responder adecuadamente la pregunta, primero describiremos el enlace (o la falta de él) en las primeras diez moléculas diatónicas homonucleares (H2 a Ne2) y luego expandiremos el tratamiento a las moléculas diatónicas heteronucleares y a las moléculas que tienen más de dos átomos. Un enfoque pictórico simple es adecuado para describir la vinculación en muchos casos y puede proporcionar pistas para descripciones más completas en casos más difíciles. Por otro lado, es útil saber cómo se puede utilizar un enfoque teórico grupal más elaborado, tanto para proporcionar antecedentes para el enfoque más simple como para tenerlo disponible en los casos en que sea necesario. En este capítulo, describiremos ambos enfoques, mostrando el enfoque pictórico más simple y desarrollando los argumentos de simetría requeridos para algunos de los casos más complejos (diapositiva )

Una de las contribuciones más importantes a la comprensión de la formación del enlace en las moléculas fueron los aportes de Schrödinger (Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger fue un físico y filósofo austríaco, naturalizado irlandés, que realizó importantes contribuciones en los campos de la mecánica cuántica y la termodinámica. ​ Recibió el Premio Nobel de Física en 1933 por haber desarrollado la ecuación de Schrödinger, compartido con Paul Dirac)

Schrödinger desarrollo la fórmula:

H ψ = E ψ

H =operador Hamiltoniano

                                        Ecuación de onda de Schrödinger independiente del tiempo.

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Diapositiva  comentarios

La naturaleza ondulatoria de los electrones.

La teoría cuántica de la radiación introducida por Max Planck y Albert Einstein implica una teoría de la partícula de la luz, además de la teoría de la onda de la luz requerida por los fenómenos de interferencia y difracción. En 1924, Louis de Broglie argumentó que si la luz estuviera compuesta de partículas y mostrara propiedades ondulatorias, lo mismo debería ser cierto para los electrones y otras partículas. Este fenómeno se conoce como dualidad onda-partícula. La relación de De Broglie (ecuación 1.11) combina los conceptos de la mecánica clásica con la idea de propiedades de onda al mostrar que una partícula con momento mv (m = masa y v = velocidad de la partícula) posee una onda de longitud de onda asociada.

                                                   λ = h/ mv             donde h es la constante de Planck       (1: 11)

Una observación física importante que es una consecuencia de la relación de De Broglie es que los electrones acelerados a una velocidad de 6 x 106 ms-1 (por un potencial de 100 V) tienen una longitud de onda asociada de 120 pm y dichos electrones se diferencian a medida que pasan un cristal. Este fenómeno es la base de las técnicas de separación de electrones utilizadas para determinar las estructuras de los compuestos químicos (lea Cuadro 1.2, Housecroft pag. 8).

El principio de incertidumbre. (Dipositiva )

Si un electrón tiene propiedades de onda, hay una consecuencia importante y difícil: se hace imposible saber exactamente el momento y la posición del electrón en el mismo instante en el tiempo. Esta es una declaración del principio de incertidumbre de Heisenberg. Para evitar este problema, en lugar de tratar de definir su posición y momento exactos, usamos la probabilidad de encontrar el electrón en un volumen de espacio dado. La probabilidad de encontrar un electrón en un punto dado en el espacio se determina a partir de la función ψ2, donde ψ es una función matemática que describe el comportamiento de un electrón-onda; ψ es la función de onda.

A destacar como conclusión: (diapositiva5)

La probabilidad de encontrar un electrón en un punto dado en el espacio se determina a partir de la función ψ2 donde ψ  es la función de onda.

La ecuación de onda de Schrödinger

La información sobre la función de onda se obtiene de la ecuación de onda de Schrödinger, que se puede configurar y resolver de forma exacta o aproximada. La ecuación de Schrödinger se puede resolver exactamente solo para una especie que contiene un núcleo y solo un electrón (por ejemplo, 1H, 4 2He+), es decir, un sistema similar al hidrógeno.

A destacar como conclusión:

Un átomo o ion hidrogenoide contiene un núcleo y solo un electrón.

Diapositiva.

La ecuación de onda de Schrödinger puede representarse en varias formas y en el recuadro 1.3 (Housecroft) se examina su aplicación al movimiento de una partícula en una caja unidimensional; la ecuación 1.12 muestra la forma de la ecuación de onda de Schrödinger apropiada para el movimiento en la dirección del eje x.

                                d2 ψ/dx2   + 8π2m/ h2 (E – V) ψ = 0 (1: 12)

donde m = masa      E = energía total     V = energía potencial de la partícula

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