Orbital molecular

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.

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:

• 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 homo 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.

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 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 que los enlazantes.

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, p-s). Poseen enlaces sencillos, y una geometría cilíndrica en torno al eje del enlace.
• Orbitales π enlazantes: Son aquellos que coordinan los orbitales atómicos p, perpendiculares al eje. Poseen electrones muy deslocalizados que interaccionan con gran facilidad.
• Orbitales σ* antienlazantes: se tratan de orbitales de mayor energía que en los orbitales enlazantes.
• Orbitales π* antienlazantes: Se trata de orbitales π de gran energía.
• Orbitales n: Se producen en moléculas heteroatómicas, como por ejemplo, el N o el O. Los electrones que se encuentran desapareados ocupan estos orbitales.

De igual manera que los orbitales atómicos, los orbitales moleculares se llenan de electrones, por orden creciente del nivel de energía, según el principio de exclusión de Pauli, o aplicando la regla de Hund.