Page 477 - Quimica - Undécima Edición

10.6 Teoría de orbitales moleculares 447

Interferencia Orbital molecular sigma
Molécula
destructiva de antienlace σ 1s
σ 1s
Átomo Átomo
Energía 1s 1s Interferencia Orbital molecular sigma

constructiva de enlace (σ )
1s
σ 1s

) a ) b

Figura 10.23 a) Niveles de energía de orbitales moleculares de enlace y antienlace en la
molécula de H 2 . Advierta que los dos electrones en el orbital s 1s deben tener espines opuestos
de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli. Recuerde que cuanto más alta sea la energía
del orbital molecular menos estables serán los electrones en ese orbital molecular. b) Las
interferencias destructiva y constructiva entre los orbitales 1s de los dos hidrógenos llevan a la
formación de un orbital molecular de enlace y uno de antienlace. En el orbital molecular de
enlace hay aumento de la densidad electrónica entre los núcleos, la cual actúa como un
“pegamento” cargado de manera negativa para mantener unidos los núcleos cargados
positivamente. En el orbital molecular de antienlace existe un plano nodal entre los núcleos,
donde la densidad electrónica es cero.

En la fi gura 10.23 se muestra el diagrama de niveles de energía del orbital molecular, Los dos electrones en el orbital mole-
cular sigma están apareados. El princi-
es decir, los niveles de energía relativos de los orbitales generados en la formación de la
pio de exclusión de Pauli se aplica
molécula de H 2 , y las interacciones constructiva y destructiva entre los dos orbitales 1s. tanto a moléculas como a átomos.
Observe que en el orbital molecular de antienlace hay un nodo entre los núcleos, lo que
signifi ca densidad electrónica de cero. Los núcleos se repelen entre sí debido a sus cargas
positivas, en lugar de mantenerse unidos. Los electrones en los orbitales moleculares de
antienlace tienen mayor energía (y menor estabilidad) que si estuvieran en los átomos
aislados. Por otra parte, los electrones en los orbitales moleculares de enlace tienen menor
energía (y por lo tanto mayor estabilidad) que si estuvieran en los átomos aislados.
A pesar de que hemos utilizado la molécula de hidrógeno para mostrar la formación
de los orbitales moleculares, el concepto se aplica de igual manera a otras moléculas. En
la molécula de H 2 se consideró sólo la interacción entre los orbitales 1s; en el caso de
moléculas más complejas necesitamos considerar otros orbitales atómicos. No obstante,
para todos los orbitales s el tratamiento es el mismo que para los orbitales 1s. Así, la
interacción entre dos orbitales 2s o 3s se puede entender en los términos del diagrama de
niveles de energía de los orbitales moleculares y la formación de los orbitales moleculares
de enlace y antienlace que se muestran en la fi gura 10.23.
Para los orbitales p, el proceso es más complejo porque pueden interactuar entre sí
de dos formas diferentes. Por ejemplo, dos orbitales 2p pueden aproximarse entre sí a
través de sus extremos para producir un orbital molecular sigma de enlace y un orbital
molecular sigma de antienlace, como se muestra en la fi gura 10.24a). De manera alterna-
tiva, dos orbitales p pueden traslaparse lateralmente para generar un orbital molecular pi
de enlace y otro de antienlace [fi gura 10.24b)].
un orbital molecular un orbital molecular
pi de enlace pi de antienlace

88n
88n
2p 2p
88n 88n
formado a partir formado a partir
de orbitales 2p de orbitales 2p
En un orbital molecular pi (de enlace o antienlace), la densidad electrónica se concentra
arriba y abajo de una línea imaginaria entre los dos núcleos que se enlazan. Dos elec-
trones en un orbital molecular pi forman un enlace pi (vea la sección 10.5). Un enlace