Hasta este punto de tu curso de química, probablemente has aprendido sobre la teoría VSEPR. Ahora es el momento de sumergirse en la teoría del enlace de valencia y la teoría de los orbitales moleculares.
- Primero, veremos algunos conceptos relacionados con la teoría del enlace de valencia.
- A continuación, aprenderemos sobre la teoría de los orbitales moleculares.
- Luego, veremos como dibujar diagramas de MO y a calcular el orden de los enlaces.
- Por último, expondremos las características y limitaciones de la teoría de MO.
Concepto de la teoría del enlace de valencia
Repasemos los fundamentos de los orbitales atómicos y los diagramas de orbitales electrónicos basados en la configuración electrónica. Los orbitales atómicos son regiones del espacio donde se encuentran los electrones.
Un orbital atómico es una región de espacio alrededor del núcleo de un átomo que puede ser ocupada por un máximo de dos electrones.
Veamos los orbitales atómicos s, p y d:
- Los orbitales s tienen una forma esférica, y solo existe un orbital s en el subcapa s. Estos orbitales atómicos no contienen nodos.
- Los orbitales p tienen forma de campana, dos fases y un nodo. En las subcapas p hay tres orbitales p.
- Los orbitales d pueden tener una forma de trébol de cuatro hojas, o una forma toroidal, y tienen un nodo. En el subcapa d hay cinco orbitales d.
Los nodos son el lugar donde no se encuentran los electrones. Cuantos más nodos tenga un orbital, mayor será su energía.
¿De dónde vienen esas formas? Vienen de ecuaciones matemáticas tridimensionales que se llaman funciones de onda, ¡y son soluciones a la ecuación de Schrödinger! Así que piensa en las formas anteriores como tridimensionales, aunque aquí se hayan dibujado como bidimensionales.
Recuerda que los electrones se distribuyen (1s, 2s, 2p...) dentro de los orbitales, utilizando el principio de Aufbau, que establece que los electrones llenan primero a los orbitales de menor energía. Otras reglas que son importantes cuando se trata de diagramas orbitales son la regla de Hund y el principio de exclusión de Pauli:
- La regla de Hund establece que los orbitales de la misma energía (degenerados) se llenan primero a medias, antes de llenarse totalmente.
- El principio de exclusión de Pauli establece que un orbital puede contener un máximo de dos electrones que tengan orientaciones de espín opuestas, ↾ o ⇃.
Veamos un ejemplo:
Dibuja el diagrama de orbitales electrónicos de un átomo de nitrógeno (número atómico = 7).
Según el principio de Aufbau, tenemos que llenar los orbitales de menor energía (1s y 2s) antes de pasar al 2p. Recuerda que tenemos que dibujar los electrones con espines opuestos, para tener en cuenta el principio de exclusión de Pauli.
Ahora, teniendo en cuenta la regla de Hund, añadiremos los electrones restantes, llenando primero a medias los orbitales degenerados 2p.
La teoría del enlace de valencia establece que los electrones se comparten entre dos átomos cuando sus orbitales se solapan.
Por ejemplo, si tenemos dos átomos de hidrógeno (H) separados, que tienen sus electrones no apareados en un orbital 1s, y estos dos átomos de hidrógeno se acercan el uno al otro, ¡sus orbitales se solaparán y darán lugar a orbitales moleculares!
Una combinación lineal de orbitales atómicos constituye un orbital molecular.
Los orbitales moleculares dan lugar a la teoría del orbital molecular (MO), y el objetivo de esta teoría es mostrar la combinación de los orbitales atómicos de los elementos en orbitales moleculares.
La teoría de los orbitales moleculares establece que no hay pares solitarios ni enlaces, solo electrones en nubes que ocupan diferentes niveles de energía y se distribuyen en diferentes regiones del espacio.
¿Cuántos tipos de orbitales hay?
En primer lugar, es importante saber que los orbitales atómicos son funciones de onda, y que cuando estas funciones de onda se superponen, se forman simultáneamente dos tipos de orbitales moleculares: los orbitales moleculares enlazantes y los antienlazantes (*).
El solapamiento constructivo da lugar a la formación de orbitales moleculares enlazantes. Por ejemplo, cuando dos átomos de hidrógeno sufren un solapamiento constructivo (adición de las funciones de onda para su orbital 1s), se forma un orbital molecular de enlace (σ1s). Los orbitales moleculares enlazantes tienen una alta concentración de densidad de electrones entre los núcleos.
El solapamiento constructivo se produce cuando las funciones de onda con el mismo signo de fase interactúan, y se provoca un aumento de la amplitud de la función de onda.
Los orbitales moleculares enlazantes son más bajos en energía, porque tienen un mayor volumen, en comparación con los orbitales moleculares antienlazantes, y con los orbitales atómicos originales.
El solapamiento destructivo da lugar a la formación de orbitales moleculares antienlazantes. En el caso del hidrógeno, la suma destructiva de las funciones de onda para su orbital 1s conduce a la formación de un orbital molecular antienlazante (σ*1s). Este solapamiento destructivo crea un nodo, denominado región de densidad electrónica cero, entre los dos átomos.
El solapamiento destructivo se produce cuando interactúan funciones de onda con signos de fase opuestos, lo que hace que la amplitud de la función de onda sea nula.
Enlaces Sigma y Pi
La comprensión de los enlaces sigma y pi también es importante cuando se trata de orbitales moleculares. Todos los enlaces covalentes son enlaces sigma (σ) o pi (∏).
- Todos los enlaces simples son enlaces sigma (σ).
- Los enlaces Pi (∏) solo aparecen en los enlaces dobles y triples.
- Los enlaces dobles tienen un enlace sigma y otro pi, mientras que los triples tienen un enlace sigma y dos pi.
El solapamiento sigma (σ) es el solapamiento de extremo a extremo de cualquier tipo de orbitales atómicos; da lugar a orbitales sigma.
Por ejemplo, el solapamiento de dos orbitales s en el H₂, o el solapamiento de un orbital s y un orbital p en el HF, se consideran solapamientos sigma.
El solapamiento de extremo a extremo de dos orbitales p también se considera un solapamiento sigma.
El solapamiento Pi (∏) es un caso especial, y es el resultado del solapamiento lateral de los orbitales p. El solapamiento Pi forma orbitales Pi.
Recuerda: Los enlaces Pi (∏) solo se ven cuando hay dobles o triples enlaces.
Diferencias entre los enlaces sigma y pi
A continuación, te presentamos una tabla que destaca las diferencias más importantes entre los enlaces sigma y pi.
| Enlaces Sigma (σ) | Enlaces Pi (π) |
| Formados por el solapamiento directo entre orbitales atómicos (tanto hibridados como no hibridados). | Formados por el solapamiento lateral entre orbitales p. |
Enlace covalente más fuerte. | Enlace covalente más débil. |
| Puede existir de forma independiente en los enlaces simples. | Debe coexistir con un enlace sigma y se encuentra sólo en los enlaces dobles y triples. |
Tabla 1. Diferencias entre los enlaces sigma y pi.
Formación de los enlaces sigma y pi
En los enlaces sigma, el solapamiento directo significa que los dos orbitales se solapan directamente entre los núcleos de los átomos; mientras que lateral significa que los dos orbitales se solapan de forma paralela en el espacio, por encima y por debajo de los núcleos.
Fuerza de los enlaces sigma y pi
Como se ha visto anteriormente, los enlaces sigma tienen una mayor área de solapamiento de enlace. Debido a la diferencia en el solapamiento, los enlaces sigma y pi difieren en la fuerza de enlace. Esta mayor área de solapamiento corresponde a una mayor probabilidad de encontrar electrones de valencia entre los núcleos de los átomos. Además, los electrones están más cerca de los núcleos, por lo que el enlace sigma es más fuerte. Sin embargo, aunque un solo enlace sigma es más fuerte que un enlace pi, cuando ambos están presentes (como en los enlaces dobles y triples) su fuerza combinada es mayor que la de un solo enlace.
Un enlace simple es siempre un enlace sigma y no pueden existir dos enlaces sigma entre los mismos átomos. Una vez que se forma un enlace sigma con solapamiento directo, la única otra forma de que dos átomos compartan electrones es a través del solapamiento lado a lado de un enlace pi.
Cuando se combinan dos conjuntos de orbitales p, se forman un orbital molecular enlazante sigma (σ) y un orbital molecular de antienlazante sigma (σ*), junto con dos orbitales moleculares pi (∏) y dos orbitales moleculares antienlazante pi (∏*).
Diagramas de los orbitales
Ahora que conocemos el solapamiento de orbitales, pasemos la página y veamos algunos diagramas. Hay pasos que podemos seguir para completar un diagrama de orbitales moleculares:
- Determinar la configuración electrónica de ambos elementos.
- Construir un diagrama de orbitales moleculares para cada elemento, basado en los electrones de valencia (orbitales de electrones de valencia). Los elementos de período 1 comenzarán con 1s, los de período 2 comenzarán con 2s, los de período 3 comenzarán con 3s, y así sucesivamente.
- Rellenar los orbitales moleculares basándote en el principio de Aufbau, la regla de Hund y el principio de exclusión de Pauli.
Veamos el diagrama de orbitales moleculares del N2.
El nitrógeno tiene una configuración electrónica de 1s2 2s2 2p3. Como el nitrógeno es un elemento de período 2, comenzaremos el diagrama de orbitales moleculares con 2s.
- Primero, rellena el diagrama de orbitales atómicos para ambos átomos de nitrógeno. Cada átomo de nitrógeno tendrá dos electrones en el 2s, y luego 1 electrón en cada 2p, como se indica en el principio de Aufbau.
- Entonces, combinamos ambos orbitales atómicos para rellenar el diagrama de orbitales moleculares mostrado en gris. Recuerda que siempre debes rellenar primero los orbitales de menor energía.
Ahora, debido a la falta de hibridación de sp, el O2 y el F2 tiene un orbital molecular diferente al de otros elementos del período 2. En este caso, el orden de los orbitales moleculares σ2p y ∏2p se invierte.
Veamos el diagrama de orbitales moleculares del O2.
La configuración electrónica de un átomo de oxígeno es 1s2 2s2 2p6. Como el oxígeno es un elemento de período 2, su diagrama de orbitales moleculares comenzará con 2s.
Si tuviéramos dos elementos diferentes enlazados, las reglas para los diagramas de orbitales moleculares serían diferentes. Sin embargo, eso es contenido de la carrera, por lo que por ahora sólo necesitas centrarte en las moléculas homonucleares en el segundo periodo!
Orden de Enlace
Para averiguar el orden de enlace de una molécula, podemos utilizar los diagramas de orbitales moleculares. El orden de enlace corresponde al número de enlaces entre los átomos.
- Un orden de enlace igual a 1 significa que el enlace es simple.
- Un orden de enlace de 2 significa la presencia de un doble enlace.
- Un orden de enlace de 3 significa la presencia de un enlace triple.
- Si un orden de enlace es igual a 0, significa que los enlaces son imposibles para esa molécula.
Veamos un ejemplo:
Calcula el orden de enlace de una molécula de hidrógeno, He2.
Primero, dibuja el diagrama de orbitales moleculares del He2.
Ahora, utiliza la fórmula anterior para calcular su orden de enlace:
Para practicar más, intenta calcular el orden de los enlaces del O2, F2 y N2. Tienen órdenes de enlace diferentes.
Teoría orbitales moleculares
Ahora que estamos más familiarizados con lo que es la teoría de los orbitales moleculares y cómo dibujar diagramas de orbitales moleculares, vamos a hacer una tabla con las características de la teoría de los orbitales moleculares que son significativas.
| Características del TEV | Características del TOM |
| El solapamiento puede ser sigma o pi, según el solapamiento total o lateral. | Los orbitales moleculares se forman a partir del solapamiento constructivo y destructivo de los orbitales atómicos. El solapamiento constructivo crea orbitales moleculares enlazantes, mientras que el solapamiento destructivo crea orbitales antienlazantes. |
| Cada orbital atómico contiene 2 electrones | Cada orbital molecular puede contener hasta 2 electrones. |
| El número de orbitales moleculares (MO) formados es igual al número de orbitales atómicos que se combinaron para formar los orbitales moleculares. |
| La adición de electrones a un orbital molecular antienlazante debilita el enlace, mientras que la adición de electrones a un orbital molecular enlazante lo refuerza. |
| Los MOs enlazante siempre estarán en un estado de energía más bajo en comparación con los MOs de antienlazantes |
Tabla 2: Características TEV y TOM.
Limitaciones de la teoría de los orbitales moleculares
La principal limitación de la teoría de los orbitales moleculares es que solo podemos utilizarlos para hablar de moléculas diatómicas, porque sería mucho más complejo utilizarlos para hablar de moléculas poliatómicas. Por ejemplo, la fórmula del orden de los enlaces no tiene en cuenta las moléculas poliatómicas.
En tu examen de Bachillerato, no vas a necesitar dibujar o rellenar diagramas de orbitales moleculares. Sin embargo, conocer la teoría de los orbitales moleculares te permitirá comprender mejor el enlace.
Teoría del enlace de valencia (TEV) - Puntos Claves
- Una combinación lineal de orbitales atómicos conduce a la formación de orbitales moleculares.
- La teoría MO afirma que no hay pares solitarios ni enlaces, solo electrones en nubes que ocupan diferentes niveles de energía y están distribuidos en diferentes regiones del espacio.
- Podemos utilizar los diagramas de orbitales moleculares para determinar el orden de los enlaces de una molécula.
Referencias
Teoría de los orbitales moleculares. (n.d.). Recuperado el 2 de junio de 2022, de https://www.clutchprep.com/chemistry/molecular-orbital-theory
Salazar, E., Sulzer, C., Yap, S., Hana, N., Batul, K., Chen, A., . . . Pasho, M. (s.f.). Chad's general chemistry master course -- Chad's videos. Recuperado el 2 de junio de 2022, de https://courses.chadsprep.com/courses/general-chemistry-1-and-2
Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., Stoltzfus, M., & Lufaso, M. W. (2018). Química: La ciencia central (13ª ed.). Harlow, Reino Unido: Pearson.
Descripción del curso y del examen de Química AP ... - AP central. (n.d.). Recuperado el 29 de abril de 2022, de https://apcentral.collegeboard.org/pdf/ap-chemistry-course-and-exam-description.pdf?course=ap-chemistry
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