Teoria dels orbitals moleculars - Historial de revisions

Valencian: Text reemplaça - 'cridat' a 'nomenat'

2023-08-28T16:06:42Z

Text reemplaça - 'cridat' a 'nomenat'

← Revisió anterior		Revisió de 16:06 28 ago 2023
Llínea 13:		Llínea 13:
	Segons la teoria dels orbitals moleculars, el número d'orbitals moleculars és igual al número d'[[orbitals atòmics]] que es solapen. L'orbital molecular de menor energia es forma quan es solapan dos orbitals atòmics que estan en fase. Este orbital conté als dos electrons i manté als dos àtoms units, per lo que es denomina '''orbital molecular enllaçant'''. No obstant, es forma un atre orbital molecular, que posseïx una energia major que la suma de les energies dels dos orbitals atòmics separats. Este orbital molecular es denomina '''antienllaçant''' i és destructiu, és dir, si els electrons es trobaren en este orbital, els dos àtoms es repelirien.<ref>[http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html Introduction to Molecular Orbital Theory] - Imperial College London</ref>		Segons la teoria dels orbitals moleculars, el número d'orbitals moleculars és igual al número d'[[orbitals atòmics]] que es solapen. L'orbital molecular de menor energia es forma quan es solapan dos orbitals atòmics que estan en fase. Este orbital conté als dos electrons i manté als dos àtoms units, per lo que es denomina '''orbital molecular enllaçant'''. No obstant, es forma un atre orbital molecular, que posseïx una energia major que la suma de les energies dels dos orbitals atòmics separats. Este orbital molecular es denomina '''antienllaçant''' i és destructiu, és dir, si els electrons es trobaren en este orbital, els dos àtoms es repelirien.<ref>[http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html Introduction to Molecular Orbital Theory] - Imperial College London</ref>

	L'orbital antienllaçant, correspon en la teoria de Lewis a l'orbital ocupat per aquells electrons que no es compartixen (~~cridats~~ "parells no enllaçants" en dita teoria). Per eixemple, en el cas de la molècula d'oxigen, existixen dos parells enllaçants i quatre parells no enllaçants. Els parells enllaçants ocupen els orbitals sigma gerade i pi ungerade (en el nivell 2 d'energia), els quals són orbitals enllaçants, i els parells no enllaçants ocupen els orbitals 2s (que no es compartixen) i els orbitals pi gerade, ya que tenen menor energia (són més estables) que els sigma gerade.		L'orbital antienllaçant, correspon en la teoria de Lewis a l'orbital ocupat per aquells electrons que no es compartixen (nomenats "parells no enllaçants" en dita teoria). Per eixemple, en el cas de la molècula d'oxigen, existixen dos parells enllaçants i quatre parells no enllaçants. Els parells enllaçants ocupen els orbitals sigma gerade i pi ungerade (en el nivell 2 d'energia), els quals són orbitals enllaçants, i els parells no enllaçants ocupen els orbitals 2s (que no es compartixen) i els orbitals pi gerade, ya que tenen menor energia (són més estables) que els sigma gerade.

	==Història==		==Història==

Jose2 en 10:52 1 abr 2022

2022-04-01T10:52:17Z

← Revisió anterior		Revisió de 10:52 1 abr 2022
Llínea 1:		Llínea 1:
	En [[química]], la '''teoria dels orbitals moleculars''' ('''TOM'''), és un método per a determinar l'[[enllaç químic]] en el que els electrons no estan assignats a enllaços individuals entre àtoms, sino que es mouen baix l'influència dels núcleus de tota la molècula.<ref name=ref_duplicada_1>{{cita libro\|autor=Daintith, J. \|título=Oxford Dictionary of Chemistry\|ubicación=Nueva York \| editorial=Oxford University Press\|año=2004\|id=ISBN 0-19-860918-3}}</ref>		En [[química]], la '''teoria dels orbitals moleculars''' ('''TOM'''), és un método per a determinar l'[[enllaç químic]] en el que els electrons no estan assignats a enllaços individuals entre àtoms, sino que es mouen baix l'influència dels núcleus de tota la [[molècula]].<ref name=ref_duplicada_1>{{cita libro\|autor=Daintith, J. \|título=Oxford Dictionary of Chemistry\|ubicación=Nueva York \| editorial=Oxford University Press\|año=2004\|id=ISBN 0-19-860918-3}}</ref>

	En esta teoria, cada molècula té un grup d'[[orbital molecular\|orbitals moleculars]], i s'assumix que la [[funció d'ona]]''ψ<sub>f</sub>'' de l'orbital molecular està escrita de manera aproximada com una simple [[combinació llineal]] dels n orbitals atòmics constituents ''χ<sub>i</sub>'' d'acort en la següent equació:<ref name=ref_duplicada_1 />		En esta teoria, cada molècula té un grup d'[[orbital molecular\|orbitals moleculars]], i s'assumix que la [[funció d'ona]]''ψ<sub>f</sub>'' de l'orbital molecular està escrita de manera aproximada com una simple [[combinació llineal]] dels n orbitals atòmics constituents ''χ<sub>i</sub>'' d'acort en la següent equació:<ref name=ref_duplicada_1 />

Jose2 en 10:09 29 set 2018

2018-09-29T10:09:17Z

← Revisió anterior		Revisió de 10:09 29 set 2018
Llínea 6:		Llínea 6:
	\|\|left}}		\|\|left}}

	Els coeficients ''c<sub>ij</sub>'' poden ser determinats numèricament per substitució d'esta equació per la de [[Equació de Schrödinger\|Schrödinger]] i l'aplicació del [[principi variacional]]. Este método es diu [[Método d'orbitals moleculars com una combinació llineal d'orbitals atòmics\|combinació llineal d'orbitals atòmics]] i s'utilisa en la [[química computacional]]. Una transformació unitària adicional pot ser aplicada en el sistema per a accelerar la convergència en alguns combinacions computacionals. La teoria dels orbitals moleculars ha segut vista com a competidora de la [[teoria de l'enllaç de valència]] en els anys 1930, pero es va descobrir despuix que els dos métodos estan íntimament relacionats i que quan són estesos són equivalents.		Els coeficients ''c<sub>ij</sub>'' poden ser determinats numèricament per substitució d'esta equació per la de [[Equació de Schrödinger\|Schrödinger]] i l'aplicació del [[principi variacional]]. Este método es diu [[Método d'orbitals moleculars com una combinació llineal d'orbitals atòmics\|combinació llineal d'orbitals atòmics]] i s'utilisa en la [[química computacional]]. Una transformació unitària adicional pot ser aplicada en el sistema per a accelerar la convergència en alguns combinacions computacionals. La teoria dels orbitals moleculars ha segut vista com a competidora de la [[teoria de l'enllaç de valència]] en els [[anys 1930]], pero es va descobrir despuix que els dos métodos estan íntimament relacionats i que quan són estesos són equivalents.

	== Visió general de la teoria ==		== Visió general de la teoria ==

Jose2: /* Història */

2018-05-27T16:42:24Z

Història

← Revisió anterior		Revisió de 16:42 27 maig 2018
Llínea 18:		Llínea 18:
	{{AP\|Història de la mecànica quàntica}}		{{AP\|Història de la mecànica quàntica}}

	La teoria d'orbitals moleculars va ser desenrollada en els anys posteriors a que s'haguera establit la [[teoria de l'enllaç de valència]] ([[1927]]), principalment a través dels esforços de [[Friedrich Hund]], [[Robert Mulliken]], [[John C. Slater]] i [[John Lennard-Jones]]. <ref>{{cita libro \| apellido = Coulson \| nombre = Charles, A. \| título = Valence \| editorial = Oxford at the Clarendon Press \| año = 1952}}</ref> Esta es va cridar originalment teoria Hund-Mulliken.<ref name="Mulliken" >{{cite press release \|url=http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1966/mulliken-lecture.pdf \|origyear=1966 \|year=1972 \|format=pdf \|title=Spectroscopy, Molecular Orbitals, and Chemical Bonding \|series=Nobel Lectures, Chemistry 1963–1970 \|publisher=Elsevier Publishing Company \|location=Amsterdam}}</ref> La paraula «orbital» fon introduida per Mulliken en [[1932]].<ref name="Mulliken" /> En [[1933]], la teoría d'orbitals moleculars había segut acceptada com una teoria vàlida i útil.<ref>{{cita publicación \|url=http://www.quantum-chemistry-history.com/LeJo_Dat/LJ-Hall1.htm Lennard-Jones Paper of 1929 \|título=Foundations of Molecular Orbital Theory. \|nombre=George G \|apellido=Hall \|publicación=Advances in Quantum Chemistry \|volumen=22 \|issn=0065-3276 \|isbn=978-0-12-034822-0 \|doi=10.1016/S0065-3276(08)60361-5\|bibcode = 1991AdQC...22....1H }}</ref>		La teoria d'orbitals moleculars va ser desenrollada en els anys posteriors a que s'haguera establit la [[teoria de l'enllaç de valència]] ([[1927]]), principalment a través dels esforços de [[Friedrich Hund]], [[Robert Mulliken]], [[John C. Slater]] i [[John Lennard-Jones]]. <ref>{{cita libro \| apellido = Coulson \| nombre = Charles, A. \| título = Valence \| editorial = Oxford at the Clarendon Press \| año = 1952}}</ref> Esta es va cridar originalment teoria Hund-Mulliken.<ref name="Mulliken" >{{cite press release \|url=http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1966/mulliken-lecture.pdf \|origyear=1966 \|year=1972 \|format=pdf \|title=Spectroscopy, Molecular Orbitals, and Chemical Bonding \|series=Nobel Lectures, Chemistry 1963–1970 \|publisher=Elsevier Publishing Company \|location=Amsterdam}}</ref> La paraula «orbital» fon introduida per Mulliken en [[1932]].<ref name="Mulliken" /> En l'any [[1933]], la teoría d'orbitals moleculars había segut acceptada com una teoria vàlida i útil.<ref>{{cita publicación \|url=http://www.quantum-chemistry-history.com/LeJo_Dat/LJ-Hall1.htm Lennard-Jones Paper of 1929 \|título=Foundations of Molecular Orbital Theory. \|nombre=George G \|apellido=Hall \|publicación=Advances in Quantum Chemistry \|volumen=22 \|issn=0065-3276 \|isbn=978-0-12-034822-0 \|doi=10.1016/S0065-3276(08)60361-5\|bibcode = 1991AdQC...22....1H }}</ref>

Jose2 en 11:50 31 oct 2016

2016-10-31T11:50:56Z

EirVal en 00:07 31 oct 2016

2016-10-31T00:07:43Z

← Revisió anterior		Revisió de 00:07 31 oct 2016
Llínea 17:		Llínea 17:

	==Història==		==Història==
	{{@AP\|Història de la mecànica quàntica}}		{{AP\|Història de la mecànica quàntica}}

	La teoria d'orbitals moleculars va ser desenrollada en els anys posteriors a que s'haguera establit la [[teoria de l'enllaç de valència]] (1927), principalment a través dels esforços de [[Friedrich Hund]], [[Robert Mulliken]], [[John C. Slater]] i [[John Lennard-Jones]]. <ref>{{cita libro \| apellido = Coulson \| nombre = Charles, A. \| título = Valence \| editorial = Oxford at the Clarendon Press \| año = 1952}}</ref> Esta es va cridar originalment teoria Hund-Mulliken.<ref name="Mulliken" >{{cite press release \|url=http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1966/mulliken-lecture.pdf \|origyear=1966 \|year=1972 \|format=pdf \|title=Spectroscopy, Molecular Orbitals, and Chemical Bonding \|series=Nobel Lectures, Chemistry 1963–1970 \|publisher=Elsevier Publishing Company \|location=Amsterdam}}</ref> La paraula «orbital» fon introduida per Mulliken en 1932.<ref name="Mulliken" /> En 1933, la teoría d'orbitals moleculars había sigut acceptada com una teoria vàlida i útil.<ref>{{cita publicación \|url=http://www.quantum-chemistry-history.com/LeJo_Dat/LJ-Hall1.htm Lennard-Jones Paper of 1929 \|título=Foundations of Molecular Orbital Theory. \|nombre=George G \|apellido=Hall \|publicación=Advances in Quantum Chemistry \|volumen=22 \|issn=0065-3276 \|isbn=978-0-12-034822-0 \|doi=10.1016/S0065-3276(08)60361-5\|bibcode = 1991AdQC...22....1H }}</ref>		La teoria d'orbitals moleculars va ser desenrollada en els anys posteriors a que s'haguera establit la [[teoria de l'enllaç de valència]] (1927), principalment a través dels esforços de [[Friedrich Hund]], [[Robert Mulliken]], [[John C. Slater]] i [[John Lennard-Jones]]. <ref>{{cita libro \| apellido = Coulson \| nombre = Charles, A. \| título = Valence \| editorial = Oxford at the Clarendon Press \| año = 1952}}</ref> Esta es va cridar originalment teoria Hund-Mulliken.<ref name="Mulliken" >{{cite press release \|url=http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1966/mulliken-lecture.pdf \|origyear=1966 \|year=1972 \|format=pdf \|title=Spectroscopy, Molecular Orbitals, and Chemical Bonding \|series=Nobel Lectures, Chemistry 1963–1970 \|publisher=Elsevier Publishing Company \|location=Amsterdam}}</ref> La paraula «orbital» fon introduida per Mulliken en 1932.<ref name="Mulliken" /> En 1933, la teoría d'orbitals moleculars había sigut acceptada com una teoria vàlida i útil.<ref>{{cita publicación \|url=http://www.quantum-chemistry-history.com/LeJo_Dat/LJ-Hall1.htm Lennard-Jones Paper of 1929 \|título=Foundations of Molecular Orbital Theory. \|nombre=George G \|apellido=Hall \|publicación=Advances in Quantum Chemistry \|volumen=22 \|issn=0065-3276 \|isbn=978-0-12-034822-0 \|doi=10.1016/S0065-3276(08)60361-5\|bibcode = 1991AdQC...22....1H }}</ref>

EirVal en 00:07 31 oct 2016

2016-10-31T00:07:25Z

← Revisió anterior		Revisió de 00:07 31 oct 2016
Llínea 6:		Llínea 6:
	\|\|left}}		\|\|left}}

	Els coeficients ''c<sub>*ij</sub>'' poden ser determinats numèricament per substitució d'esta equació per la de [[Equació de Schrödinger\|Schrödinger]] i l'aplicació del [[principi variacional]]. Este método es diu [[Método d'orbitals moleculars com una combinació llineal d'orbitals atòmics\|combinació llineal d'orbitals atòmics]] i s'utilisa en la [[química computacional]]. Una transformació unitària adicional pot ser aplicada en el sistema per a accelerar la convergència en alguns combinacions computacionals. La teoria dels orbitals moleculars ha segut vista com a competidora de la [[teoria de l'enllaç de valència]] en els anys 1930, pero es va descobrir despuix que els dos métodos estan íntimament relacionats i que quan són estesos són equivalents.		Els coeficients ''c<sub>ij</sub>'' poden ser determinats numèricament per substitució d'esta equació per la de [[Equació de Schrödinger\|Schrödinger]] i l'aplicació del [[principi variacional]]. Este método es diu [[Método d'orbitals moleculars com una combinació llineal d'orbitals atòmics\|combinació llineal d'orbitals atòmics]] i s'utilisa en la [[química computacional]]. Una transformació unitària adicional pot ser aplicada en el sistema per a accelerar la convergència en alguns combinacions computacionals. La teoria dels orbitals moleculars ha segut vista com a competidora de la [[teoria de l'enllaç de valència]] en els anys 1930, pero es va descobrir despuix que els dos métodos estan íntimament relacionats i que quan són estesos són equivalents.

	== Visió general de la teoria ==		== Visió general de la teoria ==

EirVal en 23:57 30 oct 2016

2016-10-30T23:57:05Z

← Revisió anterior		Revisió de 23:57 30 oct 2016
Llínea 13:		Llínea 13:
	Segons la teoria dels orbitals moleculars, el número d'orbitals moleculars és igual al número de [[orbitals atòmics]] que es solapen. L'orbital molecular de menor energia es forma quan es solapan dos orbitals atòmics que estan en fase. Este orbital conté als dos electrons i manté als dos àtoms units, per #lo que es denomina '''orbital molecular enllaçant'''. No obstant, es forma un atre orbital molecular, que posseïx una energia major que la suma de les energies dels dos orbitals atòmics separats. Este orbital molecular es denomina '''antienllaçant''' i és destructiu, és dir, si els electrons es trobaren en este orbital, els dos àtoms es repelirien.<ref>[http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html Introduction to Molecular Orbital Theory] - Imperial College London</ref>		Segons la teoria dels orbitals moleculars, el número d'orbitals moleculars és igual al número de [[orbitals atòmics]] que es solapen. L'orbital molecular de menor energia es forma quan es solapan dos orbitals atòmics que estan en fase. Este orbital conté als dos electrons i manté als dos àtoms units, per #lo que es denomina '''orbital molecular enllaçant'''. No obstant, es forma un atre orbital molecular, que posseïx una energia major que la suma de les energies dels dos orbitals atòmics separats. Este orbital molecular es denomina '''antienllaçant''' i és destructiu, és dir, si els electrons es trobaren en este orbital, els dos àtoms es repelirien.<ref>[http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html Introduction to Molecular Orbital Theory] - Imperial College London</ref>

	L'orbital antienllaçant, correspon en la teoria de Lewis a l'orbital ocupat per aquells electrons que no es compartixen (cridats "parells no enllaçants" en dita teoria). Per eixemple, en el cas de la molècula d'oxigen, existixen dos parells enllaçants i quatre parells no enllaçants. Els parells enllaçants ocupen els orbitals sigma gerade i pi ungerade (en el nivell 2 d'energia), els quals són orbitals enllaçants, i els parells no enllaçants ocupen els orbitals 2s (que no es compartixen) i els orbitals pi gerade, ya que tenen menor energia (són més estables) que els sigma		L'orbital antienllaçant, correspon en la teoria de Lewis a l'orbital ocupat per aquells electrons que no es compartixen (cridats "parells no enllaçants" en dita teoria). Per eixemple, en el cas de la molècula d'oxigen, existixen dos parells enllaçants i quatre parells no enllaçants. Els parells enllaçants ocupen els orbitals sigma gerade i pi ungerade (en el nivell 2 d'energia), els quals són orbitals enllaçants, i els parells no enllaçants ocupen els orbitals 2s (que no es compartixen) i els orbitals pi gerade, ya que tenen menor energia (són més estables) que els sigma
	gerade.		gerade.

			==Història==
			{{@AP\|Història de la mecànica quàntica}}

			La teoria d'orbitals moleculars va ser desenrollada en els anys posteriors a que s'haguera establit la [[teoria de l'enllaç de valència]] (1927), principalment a través dels esforços de [[Friedrich Hund]], [[Robert Mulliken]], [[John C. Slater]] i [[John Lennard-Jones]]. <ref>{{cita libro \| apellido = Coulson \| nombre = Charles, A. \| título = Valence \| editorial = Oxford at the Clarendon Press \| año = 1952}}</ref> Esta es va cridar originalment teoria Hund-Mulliken.<ref name="Mulliken" >{{cite press release \|url=http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1966/mulliken-lecture.pdf \|origyear=1966 \|year=1972 \|format=pdf \|title=Spectroscopy, Molecular Orbitals, and Chemical Bonding \|series=Nobel Lectures, Chemistry 1963–1970 \|publisher=Elsevier Publishing Company \|location=Amsterdam}}</ref> La paraula «orbital» fon introduida per Mulliken en 1932.<ref name="Mulliken" /> En 1933, la teoría d'orbitals moleculars había sigut acceptada com una teoria vàlida i útil.<ref>{{cita publicación \|url=http://www.quantum-chemistry-history.com/LeJo_Dat/LJ-Hall1.htm Lennard-Jones Paper of 1929 \|título=Foundations of Molecular Orbital Theory. \|nombre=George G \|apellido=Hall \|publicación=Advances in Quantum Chemistry \|volumen=22 \|issn=0065-3276 \|isbn=978-0-12-034822-0 \|doi=10.1016/S0065-3276(08)60361-5\|bibcode = 1991AdQC...22....1H }}</ref>

EirVal en 22:18 30 oct 2016

2016-10-30T22:18:25Z

← Revisió anterior		Revisió de 22:18 30 oct 2016
Llínea 25:		Llínea 25:


			[[Categoria:Teories científiques]]
			[[Categoria:Química quàntica]]
			[[Categoria:Enllaç químic]]
			[[Categoria:Ciència dels anys 1930]]
			[[Categoria:1932]]
	{{Traduït de\|es\|Teoría de los orbitales moleculares}}		{{Traduït de\|es\|Teoría de los orbitales moleculares}}

EirVal en 22:17 30 oct 2016

2016-10-30T22:17:20Z

← Revisió anterior		Revisió de 22:17 30 oct 2016
Llínea 7:		Llínea 7:

	Els coeficients ''c<sub>*ij</sub>'' poden ser determinats numèricament per substitució d'esta equació per la de [[Equació de Schrödinger\|Schrödinger]] i l'aplicació del [[principi variacional]]. Este método es diu [[Método d'orbitals moleculars com una combinació llineal d'orbitals atòmics\|combinació llineal d'orbitals atòmics]] i s'utilisa en la [[química computacional]]. Una transformació unitària adicional pot ser aplicada en el sistema per a accelerar la convergència en alguns combinacions computacionals. La teoria dels orbitals moleculars ha segut vista com a competidora de la [[teoria de l'enllaç de valència]] en els anys 1930, pero es va descobrir despuix que els dos métodos estan íntimament relacionats i que quan són estesos són equivalents.		Els coeficients ''c<sub>*ij</sub>'' poden ser determinats numèricament per substitució d'esta equació per la de [[Equació de Schrödinger\|Schrödinger]] i l'aplicació del [[principi variacional]]. Este método es diu [[Método d'orbitals moleculars com una combinació llineal d'orbitals atòmics\|combinació llineal d'orbitals atòmics]] i s'utilisa en la [[química computacional]]. Una transformació unitària adicional pot ser aplicada en el sistema per a accelerar la convergència en alguns combinacions computacionals. La teoria dels orbitals moleculars ha segut vista com a competidora de la [[teoria de l'enllaç de valència]] en els anys 1930, pero es va descobrir despuix que els dos métodos estan íntimament relacionats i que quan són estesos són equivalents.

			== Visió general de la teoria ==
			D'acort en la teoria dels orbitals moleculars, els [[enllaç covalent\|enllaços covalents]] de les molècules es formen per solapament d'orbitals atòmics, de manera que els nous orbitals moleculars pertanyen a la molècula sancera i no a un sol àtom. Durant la formació d'un enllaç, els orbitals atòmics s'acosten i comencen a solaparse, lliberant energia a mesura que l'electró de cada àtom és atret per la càrrega positiva del núcleu de l'atre àtom. Quant mayor siga el solapament, major serà la solsida d'energia i, per lo tant, menor serà l'energia de l'orbital molecular. Si el procés d'aproximació dels àtoms continua, els núcleus atòmics poden aplegar a repelir-se mútuament, #lo que fa que l'energia del sistema aumente. Açò significa que la màxima estabilitat (mínima energia) s'alcança quan els núcleus es troben a una distància determinada que es coneix com [[llongitut d'enllaç]].<ref>{{cita libro\|autor=Biasoli, Weitz, Chandías \|título=Química Orgánica\|ubicación=Buenos Aires \| editorial=Kapelusz\|año=1982\|id=}}</ref>

			Segons la teoria dels orbitals moleculars, el número d'orbitals moleculars és igual al número de [[orbitals atòmics]] que es solapen. L'orbital molecular de menor energia es forma quan es solapan dos orbitals atòmics que estan en fase. Este orbital conté als dos electrons i manté als dos àtoms units, per #lo que es denomina '''orbital molecular enllaçant'''. No obstant, es forma un atre orbital molecular, que posseïx una energia major que la suma de les energies dels dos orbitals atòmics separats. Este orbital molecular es denomina '''antienllaçant''' i és destructiu, és dir, si els electrons es trobaren en este orbital, els dos àtoms es repelirien.<ref>[http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html Introduction to Molecular Orbital Theory] - Imperial College London</ref>

			L'orbital antienllaçant, correspon en la teoria de Lewis a l'orbital ocupat per aquells electrons que no es compartixen (cridats "parells no enllaçants" en dita teoria). Per eixemple, en el cas de la molècula d'oxigen, existixen dos parells enllaçants i quatre parells no enllaçants. Els parells enllaçants ocupen els orbitals sigma gerade i pi ungerade (en el nivell 2 d'energia), els quals són orbitals enllaçants, i els parells no enllaçants ocupen els orbitals 2s (que no es compartixen) i els orbitals pi gerade, ya que tenen menor energia (són més estables) que els sigma
			gerade.











			{{Traduït de\|es\|Teoría de los orbitales moleculares}}

← Revisió anterior		Revisió de 11:50 31 oct 2016
Llínea 1:		Llínea 1:
	En [[química]], la '''teoria dels orbitals moleculars''' ('''TOM'''), és un método per a determinar el [[enllaç químic]] en el que els electrons no estan assignats a enllaços individuals entre àtoms, sino que es mouen baix l'influència dels núcleus de tota la molècula.<ref name=ref_duplicada_1>{{cita libro\|autor=Daintith, J. \|título=Oxford Dictionary of Chemistry\|ubicación=Nueva York \| editorial=Oxford University Press\|año=2004\|id=ISBN 0-19-860918-3}}</ref>		En [[química]], la '''teoria dels orbitals moleculars''' ('''TOM'''), és un método per a determinar l'[[enllaç químic]] en el que els electrons no estan assignats a enllaços individuals entre àtoms, sino que es mouen baix l'influència dels núcleus de tota la molècula.<ref name=ref_duplicada_1>{{cita libro\|autor=Daintith, J. \|título=Oxford Dictionary of Chemistry\|ubicación=Nueva York \| editorial=Oxford University Press\|año=2004\|id=ISBN 0-19-860918-3}}</ref>

	En esta teoria, cada molècula té un grup de [[orbital molecular\|orbitals moleculars]], i s'assumix que la [[funció d'ona]]''ψ<sub>f</sub>'' de l'orbital molecular està escrita de manera aproximada com una simple [[combinació llineal]] dels n orbitals atòmics constituents ''χ<sub>i</sub>'' d'acort en la següent equació:<ref name=ref_duplicada_1 />		En esta teoria, cada molècula té un grup d'[[orbital molecular\|orbitals moleculars]], i s'assumix que la [[funció d'ona]]''ψ<sub>f</sub>'' de l'orbital molecular està escrita de manera aproximada com una simple [[combinació llineal]] dels n orbitals atòmics constituents ''χ<sub>i</sub>'' d'acort en la següent equació:<ref name=ref_duplicada_1 />
	{{equació\|		{{equació\|
	<math> \psi_j = \sum_{i=1}^{n} c_{ij} \chi_i</math>		<math> \psi_j = \sum_{i=1}^{n} c_{ij} \chi_i</math>
Llínea 9:		Llínea 9:

	== Visió general de la teoria ==		== Visió general de la teoria ==
	D'acort en la teoria dels orbitals moleculars, els [[enllaç covalent\|enllaços covalents]] de les molècules es formen per solapament d'orbitals atòmics, de manera que els nous orbitals moleculars pertanyen a la molècula sancera i no a un sol àtom. Durant la formació d'un enllaç, els orbitals atòmics s'acosten i comencen a solaparse, lliberant energia a mesura que l'electró de cada àtom és atret per la càrrega positiva del núcleu de l'atre àtom. Quant mayor siga el solapament, major serà la solsida d'energia i, per lo tant, menor serà l'energia de l'orbital molecular. Si el procés d'aproximació dels àtoms continua, els núcleus atòmics poden aplegar a repelir-se mútuament, #lo que fa que l'energia del sistema aumente. Açò significa que la màxima estabilitat (mínima energia) s'alcança quan els núcleus es troben a una distància determinada que es coneix com [[llongitut d'enllaç]].<ref>{{cita libro\|autor=Biasoli, Weitz, Chandías \|título=Química Orgánica\|ubicación=Buenos Aires \| editorial=Kapelusz\|año=1982\|id=}}</ref>		D'acort en la teoria dels orbitals moleculars, els [[enllaç covalent\|enllaços covalents]] de les molècules es formen per solapament d'orbitals atòmics, de manera que els nous orbitals moleculars pertanyen a la molècula sancera i no a un sol àtom. Durant la formació d'un enllaç, els orbitals atòmics s'acosten i comencen a solaparse, lliberant energia a mesura que l'electró de cada àtom és atret per la càrrega positiva del núcleu de l'atre àtom. Quant mayor siga el solapament, major serà la solsida d'energia i, per lo tant, menor serà l'energia de l'orbital molecular. Si el procés d'aproximació dels àtoms continua, els núcleus atòmics poden aplegar a repelir-se mútuament, lo que fa que l'energia del sistema aumente. Açò significa que la màxima estabilitat (mínima energia) s'alcança quan els núcleus es troben a una distància determinada que es coneix com [[llongitut d'enllaç]].<ref>{{cita libro\|autor=Biasoli, Weitz, Chandías \|título=Química Orgánica\|ubicación=Buenos Aires \| editorial=Kapelusz\|año=1982\|id=}}</ref>

	Segons la teoria dels orbitals moleculars, el número d'orbitals moleculars és igual al número de [[orbitals atòmics]] que es solapen. L'orbital molecular de menor energia es forma quan es solapan dos orbitals atòmics que estan en fase. Este orbital conté als dos electrons i manté als dos àtoms units, per #lo que es denomina '''orbital molecular enllaçant'''. No obstant, es forma un atre orbital molecular, que posseïx una energia major que la suma de les energies dels dos orbitals atòmics separats. Este orbital molecular es denomina '''antienllaçant''' i és destructiu, és dir, si els electrons es trobaren en este orbital, els dos àtoms es repelirien.<ref>[http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html Introduction to Molecular Orbital Theory] - Imperial College London</ref>		Segons la teoria dels orbitals moleculars, el número d'orbitals moleculars és igual al número d'[[orbitals atòmics]] que es solapen. L'orbital molecular de menor energia es forma quan es solapan dos orbitals atòmics que estan en fase. Este orbital conté als dos electrons i manté als dos àtoms units, per lo que es denomina '''orbital molecular enllaçant'''. No obstant, es forma un atre orbital molecular, que posseïx una energia major que la suma de les energies dels dos orbitals atòmics separats. Este orbital molecular es denomina '''antienllaçant''' i és destructiu, és dir, si els electrons es trobaren en este orbital, els dos àtoms es repelirien.<ref>[http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html Introduction to Molecular Orbital Theory] - Imperial College London</ref>

	L'orbital antienllaçant, correspon en la teoria de Lewis a l'orbital ocupat per aquells electrons que no es compartixen (cridats "parells no enllaçants" en dita teoria). Per eixemple, en el cas de la molècula d'oxigen, existixen dos parells enllaçants i quatre parells no enllaçants. Els parells enllaçants ocupen els orbitals sigma gerade i pi ungerade (en el nivell 2 d'energia), els quals són orbitals enllaçants, i els parells no enllaçants ocupen els orbitals 2s (que no es compartixen) i els orbitals pi gerade, ya que tenen menor energia (són més estables) que els sigma		L'orbital antienllaçant, correspon en la teoria de Lewis a l'orbital ocupat per aquells electrons que no es compartixen (cridats "parells no enllaçants" en dita teoria). Per eixemple, en el cas de la molècula d'oxigen, existixen dos parells enllaçants i quatre parells no enllaçants. Els parells enllaçants ocupen els orbitals sigma gerade i pi ungerade (en el nivell 2 d'energia), els quals són orbitals enllaçants, i els parells no enllaçants ocupen els orbitals 2s (que no es compartixen) i els orbitals pi gerade, ya que tenen menor energia (són més estables) que els sigma gerade.
	gerade.

	==Història==		==Història==
	{{AP\|Història de la mecànica quàntica}}		{{AP\|Història de la mecànica quàntica}}

	La teoria d'orbitals moleculars va ser desenrollada en els anys posteriors a que s'haguera establit la [[teoria de l'enllaç de valència]] (1927), principalment a través dels esforços de [[Friedrich Hund]], [[Robert Mulliken]], [[John C. Slater]] i [[John Lennard-Jones]]. <ref>{{cita libro \| apellido = Coulson \| nombre = Charles, A. \| título = Valence \| editorial = Oxford at the Clarendon Press \| año = 1952}}</ref> Esta es va cridar originalment teoria Hund-Mulliken.<ref name="Mulliken" >{{cite press release \|url=http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1966/mulliken-lecture.pdf \|origyear=1966 \|year=1972 \|format=pdf \|title=Spectroscopy, Molecular Orbitals, and Chemical Bonding \|series=Nobel Lectures, Chemistry 1963–1970 \|publisher=Elsevier Publishing Company \|location=Amsterdam}}</ref> La paraula «orbital» fon introduida per Mulliken en 1932.<ref name="Mulliken" /> En 1933, la teoría d'orbitals moleculars había ~~sigut~~ acceptada com una teoria vàlida i útil.<ref>{{cita publicación \|url=http://www.quantum-chemistry-history.com/LeJo_Dat/LJ-Hall1.htm Lennard-Jones Paper of 1929 \|título=Foundations of Molecular Orbital Theory. \|nombre=George G \|apellido=Hall \|publicación=Advances in Quantum Chemistry \|volumen=22 \|issn=0065-3276 \|isbn=978-0-12-034822-0 \|doi=10.1016/S0065-3276(08)60361-5\|bibcode = 1991AdQC...22....1H }}</ref>		La teoria d'orbitals moleculars va ser desenrollada en els anys posteriors a que s'haguera establit la [[teoria de l'enllaç de valència]] ([[1927]]), principalment a través dels esforços de [[Friedrich Hund]], [[Robert Mulliken]], [[John C. Slater]] i [[John Lennard-Jones]]. <ref>{{cita libro \| apellido = Coulson \| nombre = Charles, A. \| título = Valence \| editorial = Oxford at the Clarendon Press \| año = 1952}}</ref> Esta es va cridar originalment teoria Hund-Mulliken.<ref name="Mulliken" >{{cite press release \|url=http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1966/mulliken-lecture.pdf \|origyear=1966 \|year=1972 \|format=pdf \|title=Spectroscopy, Molecular Orbitals, and Chemical Bonding \|series=Nobel Lectures, Chemistry 1963–1970 \|publisher=Elsevier Publishing Company \|location=Amsterdam}}</ref> La paraula «orbital» fon introduida per Mulliken en [[1932]].<ref name="Mulliken" /> En [[1933]], la teoría d'orbitals moleculars había segut acceptada com una teoria vàlida i útil.<ref>{{cita publicación \|url=http://www.quantum-chemistry-history.com/LeJo_Dat/LJ-Hall1.htm Lennard-Jones Paper of 1929 \|título=Foundations of Molecular Orbital Theory. \|nombre=George G \|apellido=Hall \|publicación=Advances in Quantum Chemistry \|volumen=22 \|issn=0065-3276 \|isbn=978-0-12-034822-0 \|doi=10.1016/S0065-3276(08)60361-5\|bibcode = 1991AdQC...22....1H }}</ref>












			[[Categoria:Química]]
	[[Categoria:Teories científiques]]		[[Categoria:Teories científiques]]
	[[Categoria:Química quàntica]]		[[Categoria:Química quàntica]]