La fase de los orbitales
Al construir orbitales moleculares, la fase de los dos orbitales que se juntan crea orbitales de enlace y antienlace.
Objetivos de aprendizaje
Describir cómo los orbitales atómicos se combinan para formar orbitales moleculares.
Puntos clave
Puntos clave
- El electrón, al ser una partícula cuántica, no puede tener una localización distinta; pero el orbital del electrón puede definirse como la región del espacio alrededor del núcleo en la que el umbral de probabilidad matemática de encontrar el electrón supera algún valor arbitrario, como el 90% o el 99%.
- Los orbitales son simplemente funciones matemáticas que describen patrones particulares de ondas estacionarias que pueden trazarse en un gráfico pero que no tienen una realidad física.
- Dos orbitales atómicos pueden superponerse de dos maneras dependiendo de su relación de fase. La fase de un orbital es una consecuencia directa de las propiedades ondulatorias de los electrones.
Términos clave
- orbital molecular: El comportamiento mecánico cuántico de un electrón en una molécula que describe la probabilidad de que el electrón ocupe una posición y energía particulares, que se aproxima por una combinación lineal de orbitales atómicos.
- fase: Cualquier punto o porción en una serie recurrente de cambios, como en los cambios de movimiento de una de las partículas que constituyen una onda o vibración; una porción de una serie de tales cambios, en distinción de una porción contrastada, como la porción de un lado de una posición de equilibrio, en contraste con la del lado opuesto.
Definición de los orbitales de los electrones
El electrón es una partícula cuántica y no puede tener una localización distinta, pero el orbital del electrón puede definirse como la región del espacio alrededor del núcleo en la que la probabilidad de encontrar el electrón supera algún valor umbral arbitrario, como el 90% o el 99%.
Debido al carácter ondulatorio de la materia, el orbital corresponde a un patrón de ondas estacionarias en el espacio tridimensional que a menudo podemos representar más claramente en una sección transversal bidimensional. La cantidad que varía («ondulando») es un número denotado por ψ (psi), cuyo valor varía de un punto a otro de acuerdo con la función de onda para ese orbital en particular.
Los orbitales de todo tipo son simplemente funciones matemáticas que describen patrones particulares de ondas estacionarias que pueden trazarse en un gráfico pero que no tienen realidad física propia. Debido a su naturaleza ondulatoria, dos o más orbitales (es decir, dos o más funciones ψ) pueden combinarse tanto en fase como fuera de fase para dar lugar a un par de orbitales resultantes que, para ser útiles, deben tener cuadrados que describan las distribuciones reales de electrones en el átomo o la molécula.
Orbitales moleculares y sus fases
Cuando se combinan orbitales para describir una interacción de enlace entre dos especies, los requisitos de simetría del sistema dictan que los dos orbitales de partida deben formar dos nuevos orbitales. Un orbital, basado en la mezcla en fase de los orbitales, será más bajo en energía y se denominará de enlace. Otro orbital, basado en la mezcla fuera de fase de los orbitales, tendrá mayor energía y se denominará antienlace.
Orbitales moleculares del hidrógeno: Los puntos aquí representan electrones. La combinación en fase de los orbitales s de los dos átomos de hidrógeno proporciona un orbital de enlace que se llena, mientras que la combinación fuera de fase proporciona un orbital de antienlace que permanece sin llenar.
Orbitales que se solapan
Dos orbitales atómicos pueden solaparse de dos maneras dependiendo de su relación de fase. La fase de un orbital es una consecuencia directa de las propiedades ondulatorias de los electrones. En las representaciones gráficas de los orbitales, la fase del orbital se representa con un signo más o menos (que no tiene relación con la carga eléctrica) o sombreando un lóbulo. El signo de la fase en sí no tiene significado físico, excepto cuando se mezclan orbitales para formar orbitales moleculares.
Solapamiento constructivo
Dos orbitales del mismo signo tienen un solapamiento constructivo formando un orbital molecular con la mayor parte de la densidad electrónica situada entre los dos núcleos. Este orbital molecular se llama orbital de enlace y su energía es menor que la de los orbitales atómicos originales. Un enlace en el que intervienen orbitales moleculares que son simétricos con respecto a la rotación alrededor del eje del enlace se denomina enlace sigma (enlace σ). Si la fase cambia, el enlace se convierte en un enlace pi (enlace π). Las etiquetas de simetría se definen además por si el orbital mantiene su carácter original después de una inversión alrededor de su centro; si lo hace, se define como gerade (g), en alemán para «recto». Si el orbital no mantiene su carácter original, se define como ungerade (u), en alemán «impar».
Superposición destructiva
Los orbitales atómicos también pueden interactuar entre sí fuera de fase, lo que conduce a una cancelación destructiva y a la ausencia de densidad de electrones entre los dos núcleos en el llamado plano nodal representado como una línea discontinua perpendicular. En este orbital molecular antienlace con una energía mucho mayor que la de los orbitales atómicos originales, los electrones presentes se encuentran en lóbulos que apuntan hacia fuera del eje internuclear central. Para un orbital de enlace σ correspondiente, dicho orbital sería simétrico pero diferenciado de éste por un asterisco, como en σ*. Para un enlace π, los orbitales de enlace y antienlace correspondientes no tendrían tal simetría alrededor del eje del enlace y se designarían como π y π*, respectivamente.
Dos orbitales p que forman un enlace π: Si dos orbitales p paralelos experimentan un solapamiento lateral en átomos adyacentes en una molécula, entonces se puede desarrollar un enlace doble o triple. Aunque el enlace π no es tan fuerte como el enlace σ original, su fuerza se añade al enlace simple existente.
El solapamiento de orbitales P es menor que el solapamiento frontal entre dos orbitales s en un enlace σ debido a la orientación de los orbitales. Esto hace que el enlace π sea más débil que el enlace σ original que conecta dos átomos vecinos; sin embargo, el hecho de que su fuerza se sume a la del enlace σ subyacente hace que el enlace global sea más fuerte. Los electrones de los enlaces π suelen denominarse electrones π-. Limitan la libertad de rotación sobre el doble enlace porque se debe preservar una orientación paralela de los orbitales p para mantener el doble o triple enlace.