Unió de orbitales moleculars
El enllaç orbital s'usa en la teoria dels orbitales moleculars (MO) per a descriure les interaccions atractives entre els orbitales atòmics de dos o més àtoms en una molècula. En la teoria de el MO, es descriu que els electrons es mouen en ones.[1] Quan més d'una d'estes ones s'acosten, la combinació en fase d'estes ones produïx una interacció que conduïx a una espècie molt estabilisada. El resultat de l'interferència constructiva de les ones fa que la densitat dels electrons es trobe dins de la regió d'unió, creant un víncul estable entre les dos espècies.[2]
Molècules diatómicas
En l'eixemple clàssic de el , els dos àtoms de separats tenen orbitales atòmics idèntics. En crear la molècula de dihidrógeno, els orbitales de valència individuals, 1s, ya siga: es fusionen en fase per a obtindre orbitales d'enllaç, a on la densitat d'electrons es troba entre els núcleus dels àtoms; o fusionar-se fòra de fase per a obtindre orbitales antienlazantes, a on la densitat d'electrons està en tots els llocs al voltant de l'àtom llevat en l'espai entre els núcleus dels dos àtoms.[3] Els orbitales d'enllaç conduïxen a una espècie més estable que quan els dos hidrogen són monoatòmics. Els orbitales anti-enllace són menys estables perque, en molt poca o cap densitat d'electrons en el mig, els dos núcleus (que tenen la mateixa càrrega) es repelixen entre sí. Per lo tant, es necessitaria més energia per a mantindre els dos àtoms junts a través de l'orbital antienlazante. Cada electró de valència 1s de l'hidrogen s'unixen per a establir una unió d'estabilisació orbital. Per lo tant, l'hidrogen preferix existir com a molècula diatómica i no monoatómica.[4]
En mirar l'heli, l'àtom conté dos electrons en cada capa de valència 1s. Quan els dos orbitales atòmics s'unixen, primer omplin el orbital d'enllaç en dos electrons, pero a diferència de l'hidrogen, li queden dos electrons, que després deuen anar al orbital antienlazante. L'inestabilitat de l'orbital antienlazante anula l'efecte estabilisador proporcionat pel orbital enlazante; per lo tant, l'orde d'enllaç del dihelio és 0. Esta és la raó per la que l'heli preferiria ser monoatòmic sobre diatòmic.[5]
Molècules poliatómicas
Unió de MO d'enllaços pi
Els enllaços pi són creats per les interaccions "laterals" dels orbitales.[3] Una volta més, en els orbitales moleculars, els electrons pi (π) d'enllaç es produïxen quan l'interacció dels dos orbitales atòmics π estan en fase. En este cas, la densitat electrònica dels orbitales π deu ser simètrica a lo llarc del pla de l'espill per a crear l'interacció d'enllaç. L'asimetria a lo llarc del pla de l'espill conduirà a un nodo en eixe pla i es descriu en el orbital antienlazante, π*.
Un eixemple d'un MO d'un sistema π conjugat simple és el butadieno. Per a crear el MO per al butadieno, els orbitales π i π* resultants del sistema descrit anteriorment interactuaran entre sí. Esta mescla donarà com resultat la creació de 4 orbitales de grup (que també es poden usar per a descriure el π MO de qualsevol dieno):[3] π1 no conté nodos verticals, π2 conté un i abdós es consideren orbitales d'enllaç; π3 conté 2 nodos verticals, π4 conté 3 i abdós es consideren orbitales antienlazantes.
Orbitales moleculars localisats
La forma esfèrica tridimensional de els orbitales s no té direccionalidad en l'espai i els orbitales px, pi i p z estan tots a 90° entre sí. Per lo tant, per a obtindre orbitales corresponents a enllaços químics per a descriure reaccions químiques, Edmiston i Ruedenberg varen ser pioners en el desenroll de procediments de localisació.[6][7] Per eixemple, en , els quatre electrons dels orbitales 1s dels àtoms d'hidrogen i els electrons de valència de l'àtom de carbono (2 en s i 2 en p) ocupen els orbitales moleculars d'enllaç, σ i π. Els MO deslocalizados de l'àtom de carbono en la molècula de metà es poden localisar per a donar quatre orbitales híbrits sp3.
Referències
- ↑ «Electronic Structures of Polyatomic Molecules and Valence. II. General Considerations».Physical Review.41(1)
- 49–71.doi:10.1103/PhysRev.41.49.
- ↑ «Molecular orbital theory of bond order and valency».Journal of Chemical Education.65(8)
- 674.ISSN 0021-9584.doi:10.1021/ed065p674.
- ↑ 3,0 3,1 3,2 Anslyn, Eric V; Dougherty, Dennis A (2006). Modern physical organic chemistry (en anglés), University Science Books. OCLC 55600610. ISBN 978-1-891389-31-3.
- ↑ «The electronic structure of some diatomic molecules».Transactions of the Faraday Society.25(0)
- 668–686.ISSN 0014-7672.doi:10.1039/TF9292500668.
- ↑ Housecroft, Catherine I; Sharpe, A. G (2012). Inorganic chemistry (en anglés), Pearson. OCLC 775664094. ISBN 978-0-273-74275-3.
- ↑ «Hybrid orbitals in molecular orbital theory».Journal of Chemical Education.46(8)ISSN 0021-9584.doi:10.1021/ed046p487.
- ↑ «Localized Atomic and Molecular Orbitals».Reviews of Modern Physics.35(3)
- 457–464.doi:10.1103/revmodphys.35.457.
- Este artícul conté una traducció derivada de «Unión de orbitales moleculares» de Wikipedia en castellà publicada baix la Llicència de documentació lliure de GNU i la Llicència Creative Commons Reconeiximent-CompartirIgual 4.0 Internacional.