Orbital molecular antiadherente: definición y descripción general
Los lazos que unen
¿Alguna vez te has preguntado qué es lo que realmente mantiene unidos a dos átomos en una molécula? ¿Y si tomamos dos canicas y las conectamos con un trozo de cuerda corto? Estarían unidos por la cuerda que está atada a cada canica. Es lo mismo para los átomos que están “unidos”, solo que obviamente no están unidos por una cuerda. Los átomos se mantienen unidos por enlaces químicos. Pero, ¿qué significa eso realmente? ¿Qué implica la formación de un enlace químico? Aunque la respuesta a esa pregunta no es necesariamente trivial, hay algunas formas sencillas en las que podemos ver los enlaces químicos para que todos podamos tener una comprensión básica de lo que está sucediendo.
Una de las formas más populares de pensar sobre los enlaces químicos se conoce como teoría de los orbitales moleculares. Una parte importante de la teoría de los orbitales moleculares es un concepto llamado orbital molecular anti-enlace, y ese es en realidad el punto principal de discusión en nuestra lección. Primero obtendremos una breve revisión de la teoría de los orbitales moleculares y luego presentaremos qué es un orbital molecular anti-enlace y sus consecuencias en los sistemas moleculares.
Curso intensivo de teoría orbital molecular
La teoría de los orbitales moleculares (MO) es un método para describir los enlaces químicos que utiliza las matemáticas para explorar las consecuencias de la superposición de los orbitales atómicos. Una cosa que es muy importante de entender es la diferencia entre orbitales atómicos y orbitales moleculares . Aunque ambos tipos de orbitales son regiones del espacio donde residen los electrones, un orbital atómico es una región del espacio asociada con un solo átomo y un orbital molecular es una región del espacio que se atribuye a la molécula como un todo.
Cuando los orbitales atómicos se combinan matemáticamente para producir orbitales moleculares, el resultado de la interferencia constructiva de los dos orbitales atómicos originales nos da un OM de enlace de menor energía. El resultado de la interferencia destructiva de los dos orbitales atómicos originales nos da un OM anti-enlace que siempre es más alto en energía que el OM enlazante. Dado que a la naturaleza le gustan las “cosas” de baja energía, los electrones siempre preferirían ocupar el MO de enlace, ya que es de menor energía.
La teoría MO trata a los orbitales de electrones como ondas. Cuando hablamos de interferencia constructiva, es cuando dos ondas se juntan y cuando interactúan entre sí, se combinan de forma productiva para dar una onda general más alta que las dos ondas originales.
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Cuando dos ondas se juntan e interactúan entre sí y se cancelan entre sí, el resultado se llama interferencia destructiva.
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Cuando los electrones van a donde no deberían
Veamos el diagrama MO de la molécula de hidrógeno. Cuando los dos átomos de hidrógeno individuales se juntan para formar el H 2 molécula, cada átomo aporta un electrón para contribuir a la unión. Observe que ambos electrones entran en el OM de enlace. Por qué sería este el caso? ¡Es porque ese es el escenario de energía más baja! Los electrones siempre preferirían estar en el estado de energía más bajo posible, que es el MO de enlace en este caso.
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Ahora consideremos el diagrama MO para la molécula de He 2 . Observe cómo cada átomo de helio aporta 2 electrones para contribuir a la unión para un total de 4. Dado que el MO de enlace solo puede acomodar 2 de esos electrones, los otros 2 no tienen más remedio que entrar en el OM anti-enlace. El OM anti-enlace es mucho más alto en energía que el OM enlazante y, en general, cada vez que el OM anti-enlace está ocupado por electrones, esto crea una molécula muy inestable.
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Cuando se forman moléculas, siempre prefieren colocar electrones en orbitales de enlace frente a orbitales anti-enlace. Colocar electrones en un orbital anti-enlace contribuye a que una molécula sea inestable y, por esta razón, la molécula de He 2 no existe, solo átomos de helio individuales. Esto contrasta con la molécula de hidrógeno, que coloca electrones solo en el orbital de enlace y da como resultado una molécula estable.
Resumen de la lección
En esta lección aprendimos que la teoría de los orbitales moleculares (MO) es un método para describir los enlaces químicos que utiliza las matemáticas para explorar las consecuencias de la superposición de los orbitales atómicos. Cuando los orbitales atómicos se combinan para producir orbitales moleculares, el resultado de la interferencia constructiva de los dos orbitales atómicos originales nos da un MO de enlace de menor energía. El resultado de la interferencia destructiva de los dos orbitales atómicos originales nos da un OM anti-enlace que siempre es más alto en energía que el OM enlazante.
Los electrones siempre preferirían estar en el estado de energía más bajo posible, que es el MO de enlace en todos los casos. Cuando se forman moléculas, siempre prefieren colocar electrones en orbitales de enlace frente a orbitales anti-enlace. Colocar electrones en un orbital anti-enlace contribuye a que una molécula sea inestable.