orbitales atómicos - q

UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR
Facultad de Ciencias Químicas
FUNDAMENTOS ESPECTROSCÓPICOS
Calderón Ana
Chicaiza Nathaly
ORBITALES ATÓMICOS
ORBITAL ATÓMICO (OA)
El orbital Atómico es la descripción ondulatoria del tamaño, forma y orientación
de una región del espacio con la probabilidad de encontrar un electrón, lo que
supone poder considerar al electrón o electrones, como una nube indefinida
cargada que gira entorno al núcleo, donde hay mayor densidad y es la zona
donde la probabilidad de encontrar al electrón, es mayor. En ocasiones al
orbital se le llama Región espacio energética de manifestación probabilística
electrónica o REEMPE.
 ¿Cómo se estructura un OA?
Un orbital atómico se ha estructurado por la descripción del movimiento
ondulatorio que realizan los electrones mediante ecuaciones de onda,
Schrödinger estudió matemáticamente el comportamiento del electrón en el
átomo, obteniendo la famosa Ecuación De Schrödinger:
En el caso del átomo de hidrógeno, se puede resolver la ecuación de
Schrödinger de forma exacta, encontrando que las funciones de onda y un
orbital atómico están determinadas por los valores de los números
cuánticos:
Número Cuántico
Definición
Valores
n = Número cuántico principal
 Tamaño del orbital
1,2,3,4,5,6,7
l = Número cuántico del momento angular Forma del orbital
0,1,2,3…(n-1)
m = Número cuántico magnético
 Orientación de los orbitales
- l …+l
s = Número cuántico del spin electrónico  sentido de giro del e- sobre su eje + ½ ó - ½
TIPOS DE ORBITALES ATÓMICOS.
Los tipos de orbitales atómicos están definidos por el número cuántico
secundario o angular, donde hay que destacar:
Para “l”: toma valores de números enteros que van desde 0 hasta
(n-1).
Estos valores del número cuántico “l”, representan el tipo del orbital,
así:
Cuando:
Máxima población electrónica
2e6e10e14e-
l = 0,
el orbital es de tipo s 
l = 1, los orbitales son de tipo p 
l = 2, los orbitales son de tipo d 
l = 3, los orbitales son de tipo f 
S
S
S
Núcleo
S
P
P
D
P
D
F
1nivel
2nivel
3nivel
4nivel
Orbital s
 Tiene simetría esférica alrededor del núcleo del átomo.
Ejemplo
 
1s
Orbital P
 La forma geométrica de los orbitales p es de 2 esferas achatadas hacia
el punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de
coordenadas x,y,z en función de los valores que pueden tomar “m”
Ejemplo
 
2
1s
 
2
2s
  
2px
2py 2pz.
2p6
Orbital d
 Tienen formas lobulares con signos alternados o un doble lóbulo con un
anillo que los rodea.
Ejemplo:
    
3d10
Orbital f
Los orbitales “f” tienen formas aún más exóticas, que se pueden derivar
de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d. Presentan n-4
nodos radiales.
COMBINACION LINEAL DE ORBITALES ATÓMICOS (CLOA)
Es una superposición cuántica de orbitales atómicos y una técnica para
calcular orbitales moleculares en química cuántica.
La combinación lineal de orbitales atómicos se utiliza para describir
cualitativamente la estructura molecular, siguiendo sencillas reglas:

El número de orbitales atómicos que se encuentran en la expansión
lineal es igual que el número de orbitales moleculares.

Si un orbital atómico tiene una energía similar a otro, éstos se mezclarán
más fácilmente, es decir, ayudan más a los mismos orbitales
moleculares.
Este hecho sucede en moléculas biatómicas homonucleares,
como por ejemplo, el oxígeno (O2).

Pero si en cambio, cuando se unen diferentes núcleos, con distinta
carga, éstos se deforman.
De esta forma, en el hidrógeno, los orbitales 1s se solapan al
50%, colaborando por igual a la formación de dos nuevos
orbitales moleculares, sin embargo, el enlace H-O en el oxígeno,
participa en mayor medida, consiguiendo que el orbital molecular
se parezca más al orbital del oxígeno

Los orbitales atómicos se mezclan, sólo si la simetría lo permite, y es por
eso que las participaciones más importantes las realizan los orbitales
atómicos que más se solapan.
Diagrama de orbital molecular de dihidrógeno
ORBITALES MOLECULARES
Teoría
de
los
orbitales
moleculares (OM).
Según esta teoría,
cuando los átomos
interaccionan sus
orbitales atómicos
pierden
su
individualidad y se
transforman en orbitales moleculares que son orbitales que dejan de
pertenecer a un solo núcleo para pasar a depender de dos o más núcleos. El
tratamiento matemático que utiliza la Mecánica Cuántica para el cálculo de los
orbitales moleculares es el método de la combinación lineal de orbitales
atómicos, o método CLOA, que considera que el orbital molecular, y, es el
resultado de la combinación lineal, es decir, una suma o una resta, de los dos
orbitales atómicos implicados.
En química cuántica, los orbitales moleculares son los orbitales (funciones
matemáticas) que describen el comportamiento ondulatorio que pueden tener
los electrones en las moléculas. Estas funciones pueden usarse para calcular
propiedades químicas y físicas tales como la probabilidad de encontrar un
electrón en una región del espacio.
El caso más sencillo es el de la interacción de dos átomos, cada uno con un
solo orbital atómico ocupado por un único electrón, es decir, el caso ya
considerado desde el punto de vista de la teoría del enlace de valencia, de la
formación de la molécula de hidrógeno. . Cuando los dos orbitales 1s de dos
átomos de hidrógeno interaccionan se transforman en dos orbitales
moleculares, uno enlazante, que queda ocupado por los dos electrones, que
dejan de pertenecer a un solo núcleo para pasar a pertenecer a los dos núcleos
atómicos, y otro antienlazante, que quedará vacío.
La teoría de los orbitales moleculares aplicada a la molécula de hidrógeno es
relativamente sencilla por estar implicados solamente dos orbitales atómicos s
y únicamente dos electrones. Pero en las moléculas poliatómicas con más de
dos núcleos y varios orbitales atómicos, el tratamiento es mucho más
complicado, pues, para llegar a conocer con exactitud la situación más estable
del conjunto de los átomos de la
molécula, habría que considerar
orbitales
moleculares
que
comprendieran a más de dos
núcleos o, incluso, a la molécula
entera.
Para obviar el estudio de una
situación tan compleja, sobre
todo desde el punto de vista
matemático, se utilizan y admiten
ciertas simplificaciones como la
consideración de que, en general, los orbitales moleculares se localizan
esencialmente entre dos únicos núcleos y que su forma y orientación
mantienen cierta similitud con la forma y orientación de los correspondientes
orbitales atómicos. Esta aproximación coincide con las ideas clásicas de
considerar cada enlace como la fuerza de unión entre dos átomos,
despreciando la influencia que el resto de la molécula pueda ejercer sobre el
mismo. Con estas simplificaciones se pueden interpretar la mayoría de las
moléculas, aunque no todas, y aproximarse a la interpretación que del enlace
covalente da la teoría del enlace de valencia.
ORBITALES MOLECULARES ENLAZANTES
De menor energía que cualquiera de los orbitales atómicos a partir de los
cuales se creó. Se encuentra en situación de atracción, es decir, en la región
internuclear. Contribuyen al enlace de tal forma que los núcleos positivos
vencen las fuerzas electrostáticas de repulsión gracias a la atracción que ejerce
la nube electrónica de carga negativa que hay entre ellos hasta una distancia
dada que se conoce como longitud de enlace.
Los tipos de orbitales moleculares enlazantes son:
 Orbitales σ enlazantes: Combinación de orbitales atómicos s con p
(s-s p-p s-p p-s). Enlaces "sencillos" con grado de deslocalización
muy pequeño. Orbitales con geometría cilíndrica alrededor del eje de
enlace.
 Orbitales π enlazantes: Combinación de orbitales atómicos p
perpendicuales al eje de enlace. Electrones fuertemente
deslocalizados que interaccionan fácilmente con el entorno. Se
distribuyen como nubes electrónicas por encima y debajo del plano
de enlace.
ORBITALES MOLECULARES ANTIENLAZANTES
De mayor energía, y en consecuencia, en estado de repulsión. un orbital
antienlazante se forma mediante la interferencia destructiva de dos orbitales
atómicos de simetría apropiada. De esta forma, se obtiene un orbital con mayor
energía que cualquiera de los dos orbitales atómicos originales, lo que
desfavorece la formación del enlace químico entre los dos átomos.
Los tipos de orbitales moleculares enlazantes son:
 Orbitales σ* antienlazantes: Versión excitada (de mayor energía)
de los enlazantes.
 Orbitales π* antienlazantes: Orbitales
de alta energía. En el
orbital antienlazante, las zonas nodales son dos, la del plano que
pasa por los dos núcleos y la de un plano perpendicular al primero
que hace que las zonas superior e inferior queden divididas a su vez
en dos partes de distinto signo.
APLICACIÓN DE LA TEORÍA DE CLOA EN LA ESPECTROSCOPÍA
UV-VIS
El modelo atómico actual y la teoría cuántica nos permite
establecer:
1. Los átomos y las moléculas sólo pueden existir en ciertos
estados permitidos, caracterizados por cantidades de energía
definidas.
2. Cuando un átomo o una molécula cambian su estado han de
absorber o emitir exactamente la cantidad de energía
suficiente para llevarlo a otro estado permitido.
3. Cuando los átomos o moléculas absorben o emiten luz, al
cambiar sus energías, la longitud de onda “” se relaciona
con el cambio de energía
, por la ecuación:

Esta es la base científica para la
espectroscopía ultravioleta, ya que
tras la aplicación de energía a una
molécula esta absorberá esta
energía brindada, modificando su
estado y para regresar a su estado
normal necesita liberar la misma
energía brindada, la que es medida
para establecer un espectro UV.
Debido a los orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes, la
transición electrónica que realizan los electrones al aplicar una
determinada energía modifica el estado de la molécula, absorbiendo
dicha energía para pasar a estados de antienlace y al dejar de aplicar
esta energía, los electrones del OM antienlazante regresan al OM
enlazante emitiendo la misma cantidad de energía la cual es medible.
BIBLIOGRAFIA
 http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/solapamientosimetria
 http://www.izt.uam.mx/cosmosecm/QUIMICA_TEORICA.html
 http://es.wikipedia.org/wiki/Orbital_de_antienlace
 http://es.wikipedia.org/wiki/Teor%C3%ADa_de_los_orbitales_moleculare
s