TEORIA DEL ORBITAL MOLECULAR

TEORIA DEL ORBITAL MOLECULAR

Los científicos Hund y Mulliken  desarrollaron una teoría alternativa para describir la teoría del enlace químico que se conoce como teoría del orbital molecular.

El sistema que se emplea en esta teoría difiere en forma básica del que se usó en la del enlace de valencia.

Se supone que se forma un enlace cuando dos átomos de hidrogeno, por ejemplo se acercan lo suficiente para lograr la superposición máxima de los dos orbitales atómicos 1s.

Esto lleva, entonces, a una molécula de hidrógeno estable, con una distancia internuclear dada. Luego, en la teoría del enlace  de valencia, los orbitales atómicos internos de cada átomo que forma el enlace no sufren ninguna perturbación, es decir, cada átomo conserva su propia identidad. Cuando forman un enlace, sólo un electrón de cada átomo enlazado pierde su identidad y se desplaza en los orbitales  atómicos externos de ambos átomos enlazados. Sin embargo, en la teoría orbital molecular se principia con los núcleos de los átomos enlazados exentos de todos sus electrones, ya en su distancia internuclear de equilibrio. Esta estructura posee orbitales moleculares cuantizados de diversos niveles energéticos que rodean a ambos núcleos.

Dichos orbitales moleculares se forman cuando los átomos que van a unirse se juntan de tal manera que los orbitales atómicos individuales se confunden para formar orbitales moleculares. Entonces, de acuerdo con la teoría orbital molecular, los orbitales de, los átomos enlazados pierden su identidad individual. Los electrones, cuyo número total es igual a la suma de los electrones originalmente presentes en los átomos, se colocan uno por uno en los orbitales moleculares, para obtener la configuración electrónica de la molécula.

Una mejor explicación de lo que sucede cuando 2 átomos de hidrógeno se combinan para formar una molécula de hidrógeno es la siguiente:

A medida que los átomos de hidrógeno se aproximan uno a otro sus orbitales 1s (Ψ1s) empiezan a superponerse. A medida que los átomos se aproximan la superposición de los orbitales aumenta, hasta que los orbitales atómicos se combinan para convertirse en orbitales moleculares. Los orbitales moleculares que se forman abarcan a ambos núcleos. No están restringidos a la vecindad de un núcleo o a la del otro como lo está en los orbitales atómicos separados. Los orbitales moleculares, como los orbitales atómicos pueden contener un máximo de 2 electrones de spines apareados.

Cuando los orbitales atómicos se combinan para formar orbitales  moleculares  el número de orbitales moleculares que resulta, siempre es igual al número de orbitales atómicos que  se combinan.

TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA

Heitler y London desarrollaron en 1927 una teoría más completa, el método de enlace de valencia.  Pauling y slater modificaron esta teoría, a fin de tomar la orientación direccional del enlace en el espacio, lo cual llevo a obtener una imagen exacta del aspecto geométrico de la molécula.

Según la teoría del enlace de valencia para que se forme un enlace covalente típico entre dos átomos, han de interaccionar, interpenetrarse o solaparse un orbital de uno de los átomos con un orbital del otro y para que ello sea posible cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón y además de espines opuestos.

Para este estudio, tomaremos en consideración la formación de la molécula hidrógeno, a partir de dos átomos de este elemento. El método del enlace de valencia principia con los dos átomos de hidrógeno en estado basal, es decir, un núcleo con un electrón 1s. Con el fin de obtener mejor claridad, esos átomos de hidrógeno se distinguirán designándolos como HA1 y HB2, en donde los subíndices indican los electrones 1 y 2 que se relacionan con los núcleos de hidrógeno A y B respectivamente. Está  estructura pertenece al estado en que los átomos están muy separados entre sí.

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 Esta energía llega a ser mínima a cierta distancia  r0, que es la distancia internuclear dentro de la molécula estable. Al acercarse los átomos, los fuerzas coulómbicas de repulsión operan de tal manera que hacen que la energía sea más positiva, lo cual significa que el enlace es menos estable. Estas variaciones de la energía, en función de la distancia internuclear, se pueden representar gráficamente como una curva de Morse-Condon.

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Aplicaciones de la teoría del enlace de valencia

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