Orbitales Atómicos y Moleculares

 

OSWERFRI Orbital atómico La hipótesis de De Broglie, se pudo comprobar en 1927, al observarse el comportamiento ondulatorio de los electrones en fenómenos de difracción. Los electrones que giran alrededor del núcleo se pueden considerar ligados a éste, pudiendo describirse el movimiento ondulatorio que realizan los electrones mediante ecuaciones de onda. Siguiendo esta idea, Schrödinger estudió matemáticamente el comportamiento del electrón en el átomo, obteniendo la famosa ecuación de Schrödinger.

Un orbital atómico, atómi co, se puede decir que es una zona del espacio donde hay una gran probabilidad, pr obabilidad, casi mayor del 90%, de encontrar al electrón, lo que supone poder considerar al electrón o electrones, como una nube indefinida cargada que gira en torno al núcleo, donde hay mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de encontrar al electrón, es mayor. El significado físico de la ecuación de Schrödinger viene dado por la asignación de unas restricciones conocidas como números cuánticos, simbolizadas de igual manera que en el modelo atómico de Bohr: n: número cuántico principal l: número cuántico del momento angular m: número cuántico magnético s: número cuántico del spin electrónico Cada número atómico toma un valor permitido: El número atómico “n”: puede tomar valore de números enteros, 1, 2, 3…  3…   Para “l”: toma valores de números enteros que van desde 0 hasta (n-1) (n-1) Para “m”: se permiten todos los valores entre +1 y -1 ( incluyendo el cero) Para “s”: sólo se permiten los números fraccionarios entre -1/2 y +1/2.

 

FABIANNA Los valores del número cuántico “n”, representan el tamaño del orbital, o l o que es lo mismo, su cercanía al núcleo. En cambio, los valores del número cuántico “l”, representan el tipo del orbital:   Cuando l= 0, el orbital es de tipo s Si l=1, los orbitales serán de tipo p Si l= 2, los orbitales serán de tipo d Si l=3, los orbitales son de tipo f. Siendo las letras “s”, “p”, “d” y “f”, las que identifican los tipos de orbitales, tratándose de las iniciales de los nombres que tienen los diversos grupos de líneas espectrales que se relacionan con cada orbital, que son: Sharp: líneas bien marcadas, nítidas pero de poco intensidad. Principal: líneas intensas Difuse: líneas difusas Fundamental: líneas frecuentes en muchos y distintos espectros. También existen otros tipos de orbitales, como d, h, etc., pero los elementos conocidos, en sus estados normales no cumplen condiciones cuánticas para que se den estos tipos de orbitales. Los valore de “m”, se refieren a la orientación que posee el orbital, en cambio “s”, hace referencia al momento angular de giro que posee un electrón en el átomo. Los cuatro números cuánticos en conjunto, tratan de definir a un electrón, pero no pueden existir en el mismo átomo, dos electrones con todos los números cuánticos iguales. Debido a esto, una vez definido el tamaño, tipo y orientación de un orbital, usando los tres primeros números cuánticos, o lo que es lo mismo, los valores n, l y m, sólo se puede encontrar como máximos dos electrones en la nombrada situación, teniendo necesariamente valores diferentes, al menos en cuanto al valor de espín se refiere. En cuanto a la forma de los orbitales, se usan las formas de la parte angular dando por hecho los nodos radiales que siempre tendrán forma esférica:

 

KARLA Orbital s: El orbital s, tiene forma esférica alrededor del núcleo del átomo. Hay varias formas de representarlos, como por ejemplo, a modo de nube electrónica, donde la probabilidad de encontrar a un electrón se representa con mayor densias de puntos. O también representando el volumen circular donde probablemente el electrón pasa mayor cantidad de tiempo.

Orbital p: Los orbitales p, tienen una geometría de dos esferas unidas por un punto, y achatadas por la unión de ambas. Estas esferas se encuentran orientadas según los ejes de coordenadas. Este orbital expresa también la energía que tiene un electrón.

Orbital d: Los orbitales d, tienen diferentes formas. Tienen formas lobulares con signos alternados o un doble lóbulo con un anillo que los rodea.

Orbital f: Estos orbitales tienen ti enen formas bastante diversas, que vienen de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d. https://quimica.laguia2000.com/general/orbital-atomico   https://quimica.laguia2000.com/general/orbital-atomico

Los electrones de un átomo se ordenan según dos criterios:   La forma del orbital, existiendo orbitales del tipo: s, p, d y f.

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  Por su nivel de energía, de menor a mayor, y divididos, a su vez, en distintos subniveles de energía. Además:

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Cada orbital se identifica con un número y una letra, 1s, 2s, 3p ... El número se refiere al tamaño del orbital y la letra a la forma. Así, la diferencia entre 1s y 2s es que el segundo es mayor que el primero, pero ambos tienen la misma forma. También, cada orbital 1s, 2s, 3p, etc, determina un subnivel distinto de energía, por lo que para nombrar los subniveles de energía de los electrones de un átomo se utiliza la nomenclatura de los diferentes orbitales del mismo. Cada orbital del tipo s se completa con 2 electrones, los orbitales p con 6 electrones, los d con 10 electrones y los f con 14 electrones. Existen 7 niveles distintos de energía. Excepto en el primer nivel, los demás niveles tienen varios subniveles, que se designan con los nombres de los orbitales que los componen, tal y como se recoge en la tabla siguiente:

https://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica/Orbitales_at%C3%B3micos  

 

DARIANNY Orbitales moleculares Los orbitales moleculares son funciones matemáticas que definen el comportamiento ondulatorio de los electrones dentro de las moléculas, siempre bajo el punto de vista de la química cuántica. Las funciones matemáticas se usan para hallar las propiedades fisicoquímicas, como, por ejemplo, la probabilidad de encontrar al electrón en un espacio determinado. La palabra orbital se utilizó por Robert S. Mulliken por primera vez en 1925, siendo la traducción de la palabra “Eigenfunktion”, utilizada por el alemán Schrödinger.  Schrödinger.   Los orbitales moleculares, están formados generalmente por un conjunto lineal de orbitales atómicos, en cada átomo de una molécula. La forma cuantitativa se puede hallar utilizando métodos como el conocido como Hartree-Fock. Los orbitales moleculares se usan para determinar la configuración electrónica en las moléculas. Casi todos los métodos en química cuántica inician calculando los orbitales moleculares, para de este modo describir el comportamiento que tiene un electrón en el campo eléctrico que crean los núcleos entorno a sí mismos. Si dos electrones se encuentran en el mismo orbital, éstos están obligados a tener spines opuestos según el principio de exclusión de Pauli.

La combinación lineal de orbitales atómicos se utiliza para describir cualitativamente la estructura molecular, siguiendo sencillas reglas:  

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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 homos nucleares, 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 según la función de onda.

 

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.

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PATRICIA El orbital enlazante o combinación simétrica tiene menor energía que los orbitales originales, y en cambio, los orbitales antienlazante, o combinaciones antisimétricas, mayor energía. Así por ejemplo, en la molécula de dihidrógeno (H2), posee dos electrones, y ambos puedes ser definidos por el orbital enlazante, dando al sistema una energía menos y por lo tanto más estable de lo que pudiese estarlo en los átomos de hidrógenos libres, lo que se conoce como enlace covalente. OM-CLOA, o aproximación de orbitales moleculares con combinación lineal de orbitales OM-CLOA, atómicos, fue acuñada en 1929 por el matemático Si John Lennard- Jones, mostrando como derivar la estructura electrónica que poseían las moléculas de diflúor y dioxígeno, siguiendo los principios cuánticos, hecho que anunció el inicio de la química cuántica moderna. Existen varios tipos de orbitales moleculares, que proceden de la fusión de los orbitales atómicos cuando se enlazan dos átomos. Los orbitales moleculares pueden ser:  

Enlazantes: tienen menor energía que la que poseen los orbitales atómicos que contribuyeron a su formación. Colaboran en el enlace de manera que los núcleos positivos vencen las fuerzas electrostáticas de repulsión debido a la atracción que crea la nube electrónica negativa, entre ambos hay una distancia que se conoce como, longitud de enlace.

 

Antienlazantes:   Poseen mayor energía y por es por ello, crean repulsión, al contrario Antienlazantes:  que los enlazantes.

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Los tipos de orbitales son : Orbitales σ enlazantes: Son

 

los orbitales atómicos s y p, que se combinan entre sí de todas las maneras posibles ( s-s, p-p, s-p, s- p, p-s). Poseen enlaces sencillos, y una geometría cilíndrica en torno al eje del enlace.

 

Orbitales

aquellos aquell os que coordinan los orbitales o rbitales atómicos p, perpendiculares al eje. Poseen electrones muy deslocalizados que interaccionan con gran facilidad.

 

Orbitales σ* antienlazantes: se

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π

enlazantes: Son

tratan de orbitales de mayor energía energ ía que en los orbitales

enlazantes.  

Orbitales π* antienlazantes:

 

Orbitales n: Se n: Se producen en moléculas heteroatómicas, como por ejemplo, el N o el O. Los electrones que se encuentran desapareados ocupan estos orbitales.

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Se trata de orbitales π de gran energía.  energía.  

https://quimica.laguia2000.com/general/orbital-molecular  https://quimica.laguia2000.com/general/orbital-molecular   

 

 

KARINA Diagramas de Energía: Los Orbitales Moleculares se rellenan de electrones de acuerdo a las siguientes reglas:  

Niveles de energía crecientes: crecientes: los electrones rellenan los orbitales enlazantes y antienlazantes por orden de energía menor a mayor según viene representado en el diagrama

 

Principio de Exclusión de Pauli: Pauli: cada orbital contiene un máximo de dos electrones de espín contrario

 

Regla de máxima multiplicidad de Hund: los orbitales de igual nivel de energía se reparten los electrones lo máximo posible con espines paralelos

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https://www.quimicas.net/2015/08/los-orbitales-moleculares.html   Formación de orbitales moleculares a partir de orbitales atómicos La TOM describe la situación electrónica de las moléculas en términos de orbitales moleculares cuyo papel en las mismas es similar al que cumplen los orbitales atómicos en los átomos. La característica fundamental de los orbitales moleculares es que se extienden entre todos los átomos de una molécula y los mantienen unidos. Al igual que un orbital atómico en un átomo, un orbital molecular es una función de onda que describe a uno de los electrones de la molécula. El cuadrado de la función de onda describe la distribución de probabilidad. Los orbitales moleculares se suelen describir como combinaciones lineales de orbitales atómicos (CLOA, LCAO en inglés). Una ventaja de esta forma de descripción es que la visualización de los orbitales moleculares es así más intuitiva ya que los químicos se encuentran familiarizados con las formas de los orbitales atómicos. La base física que  justifica el que se puedan puedan describir lo los s OM en función función de una combinación combinación de OA es que, que, cuando un electrón está cerca del núcleo de un átomo dado, su función de onda debe de parecerse a un orbital atómico de dicho átomo. http://www3.uah.es/edejesus/resumenes/QI/Tema_2.pdf  http://www3.uah.es/edejesus/resumenes/QI/Tema_2.pdf