Teoría de Orbitales Moleculares (OM)

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1 Teoría de Orbitales Moleculares (OM) El caso de CH4 Ricardo Agusto Valencia Mora. María Magdalena Vázquez Alvarado. Osmaly Villedas Hernández. José Luis Zavala Salgado.

2 Friedrich Hund Formula la TOM Robert Sanderson Mulliken Adapta la TOM y la aplica a mole culas diato micas Sir John Edward Lennard-Jones Introduce la aproximacio n de la CLOA

3 Teoría de Orbitales Moleculares (OM) La idea de un enlace químico entre un par de átomos en una molécula es fundamental para la química. Se pueden asignar energías a varios tipos de enlace y con esto obtener estimaciones para propiedades moleculares (por ejemplo, la susceptibilidad magnética, momento dipolar) considerando la adición de las energías de los enlaces individuales y pares electrónicos.

4 Orbitales atómicos En el tratamiento mecano cuántico de los átomos, las funciones de ondas mono electrónicas que se obtienen como solución de la ecuación de Schrödinger se llaman orbitales atómicos.

5 Orbitales atómicos (2) Es una función de onda que es solución a la ecuación de Schrödinger.

6 Orbitales atómicos

7 Orbitales moleculares Cuando se intenta resolver la ecuación de Shrödinger a fin de obtener diversos orbitales moleculares, se tiene el problema para átomos más pesados que el hidrógeno ya que no se puede resolver de manera exacta y es por eso que se deben hacer aproximaciones respecto a la construcción de la función de onda para los orbitales moleculares.

8 Modelos alternativos La teoría de enlace-valencia (TEV) construye la función de onda de la molécula vista como un conjunto de pares electrónicos localizados en un átomo o entre dos átomos. Se trata de la versión mecánica-cuántica de las ideas de Lewis y comparte con ella conceptos de resonancia.

9 La teoría de los orbitales moleculares (TOMs) construye la función de onda de la molécula como un conjunto de orbitales moleculares deslocalizados por toda la molécula. La teoría de enlace valencia y la teoría de orbitales moleculares tienen fuerzas y debilidades que hacen que se complementen.

10 La TEV es una forma de describir y visualizar a las moléculas mientras que la TOMs da una mejor descripción a las distribuciones electrónicas, a las energías de enlace y a las propiedades magnéticas. En ambas teorías, el traslape de orbitales atómicos juega un papel fundamental. Cuando participan orbitales direccionales, el traslape depende de la dirección de interacción La teoría del enlace de valencia complementa a la teoría de orbitales moleculares.

11 Teoría de orbitales moleculares Si dos núcleos se colocan a una distancia de equilibrio y se adicionan electrones, éstos entrarán en orbitales moleculares, los cuales son, en muchos aspectos, análogos a los orbitales atómicos. Principio de Exclusión de Pauli Principio de Hund de la máxima multiplicidad

12 Combinación lineal de orbitales atómicos CLOA El argumento fundamental es que, la mayor parte del tiempo, los electrones se encuentran controlados por uno u otro de los núcleos, y cuando esto suceda, el orbital molecular debe ser aproximadamente el mismo que el orbital atómico para ese átomo. Por consiguiente, se combinan los dos orbitales: β = A + B α= A - B

13 De esta forma, para un solo electrón, se tiene un orbital molecular de enlace ( β ) y uno de antienlace ( α)

14

15 El orbital de enlace incrementa la densidad electrónica entre los núcleos pero que el orbital de antienlace abate la densidad electrónica entre los núcleos. σ π

16

17 2. El número de orbitales es siempre igual al número de orbitales atómicos

18 3. Mientras más estable es el orbital de enlace más inestable es el orbital de antienlace

19 4. Los electrones se colocan en orbitales moleculares siguiente un orden creciente de energía. Se debe de seguir la regla de Hund

20 5. En una molécula estable el número de electrones ubicados en orbitales de enlace es mayor que el número de electrones situados en orbitales de

21 6. Al igual que en los orbitales atómicos, en los orbitales moleculares se pueden acomodar dos electrones con diferente espín

22 7. El número de electrones en los orbitales moleculares es el mismo que el total de electrones que contenían los orbitales atómicos

23 La molécula de H4 σx SS. Simétrico en los planos xy, yz. σx* SA. Simétrico en xz y antisimétro en yz. σy SS. Simétrico en ambos planos. σy* AS. Antisimétrico en xz y simétro en yz. Los orbitales con la misma simetría generan 2 orbitales σ1 y σ2*. Los orbitales σ2* tienen la misma energía que * σx* y σwiley. Fleming, Ian. Molecular Orbitals and Organic Chemical Reaction. Student Edition. University of y Cambridge. UK pp

24 ENLACE C-C Y C-H Orbital 2s del carbono. La integral de traslape S de un orbital 2s (-19.5 ev) con un orbital 1s (-13.6 ev) del hidrógeno, es similar al traslape de dos orbitales 1s.

25 Orbital 2p del carbono. Los orbitales 2p del carbono tienen energía de -10.7eV Fleming, Ian. Molecular Orbitals and Organic Chemical Reaction. Student Edition. Wiley. University of Cambridge. UK pp

26 INTEGRAL DE TRASLAPE 1s-2p y 2p-2p

27 DIAGRAMA DE ORBITALES MOLECULARES DEL METANO 4 OM de enlace (mostrados en la figura) 4 OM de antienlace (no se muestran). La integral de traslape (S) entre 2s y σ2* es igual a cero. Ya que existe la misma interacción de enlace con los lóbulos inferiores, como de antienlace con los superiores.

28 σ σ σ σ DIAGRAMA DE ORBITALES MOLECULARES DEL METANO σ σ σ σ

29 Se forman funciones adaptadas a la simetría tomando combinaciones lineales de los orbitales atómicos 1s. Una función de simetría obvia es: Se necesita de 3 funciones de simetría más. Usando teoría de grupos se obtienen las 3 restantes funciones ortogonales adaptadas a simetría:

30 Las funciones básicas con simetría adaptada son las siguientes: Los 9 orbitales moleculares consisten en 3 a1 y 6 t2. Los 6 t2 pertenecen a los orbitales triplemente degenerados y por lo tanto se encuentran en diferentes capas. La configuración electrónica del estado base del metano es:

31

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33 HIBRIDACIÓN

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35 DIAGRAMA DE ORBITALES MOLECULARES DEL METANO CONSIDERANDO LA HIBRIDACIÓN A diferencia del diagrama anterior considera los 4 orbitales de enlace en la misma energía. Sin embargo, el diagrama de OM anterior es más realista. Puesto que explica por qué, experimentalmente la energía de ionización no siempre es la misma, (hay dos niveles)

36 Espectroscopía electrónica para análisis químico (ESCA). Dos picos en 12.7 y 23 ev corresponden a los electrones de valencia.

37 GRACIAS POR SU ATENCIÓN!

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