Diferència entre les revisions de "Teoria dels orbitals moleculars"
m |
|||
| 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 /> | ||
Revisió de 10:52 1 abr 2022
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.[1]
En esta teoria, cada molècula té un grup d'orbitals moleculars, i s'assumix que la funció d'onaψf de l'orbital molecular està escrita de manera aproximada com una simple combinació llineal dels n orbitals atòmics constituents χi d'acort en la següent equació:[1]
(left)
Els coeficients cij poden ser determinats numèricament per substitució d'esta equació per la de Schrödinger i l'aplicació del principi variacional. Este método es diu 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 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.[2]
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.[3]
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.
Història
- Artícul principal → 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. [4] Esta es va cridar originalment teoria Hund-Mulliken.[5] La paraula «orbital» fon introduida per Mulliken en 1932.[5] En l'any 1933, la teoría d'orbitals moleculars había segut acceptada com una teoria vàlida i útil.[6]
- Est artícul fon creat a partir de la traducció de l'artícul es.wikipedia.org/wiki/Teoría de los orbitales moleculares de la Wikipedia en espanyol, baix llicència Creative Commons-BY-SA.
- ↑ 1,0 1,1 Daintith, J.. , Oxford University Press. ISBN 0-19-860918-3.
- ↑ Biasoli, Weitz, Chandías. , Kapelusz.
- ↑ Introduction to Molecular Orbital Theory - Imperial College London
- ↑ , Oxford at the Clarendon Press.
- ↑ 5,0 5,1 Plantilla:Cite press release
- ↑ Plantilla:Cita publicación