13.4: Vinculación Sigma con p Orbitales

Otras moléculas diatómicas en la esquina superior derecha de la tabla periódica se pueden construir de manera similar. Mira dinitrogen,\(\ce{N2}\). Podemos pensar en cómo se formaría el dinitrógeno si se colocaran dos átomos de nitrógeno lo suficientemente cerca como para compartir electrones. El nitrógeno tiene más electrones que hidrógeno, por lo que esta interacción es más complicada.

En nuestro examen cualitativo de la unión en diatómicas de grupos principales, tomaremos el enfoque utilizado en las estructuras de Lewis y solo veremos los electrones de valencia. Un cálculo orbital molecular cuantitativo con una computadora no tomaría este atajo, sino que incluiría todos los electrones en los átomos que se unen entre sí.

El nitrógeno tiene cinco electrones de valencia, y estos electrones se encuentran en los niveles 2s y 2p. Hay tres posibles orbitales atómicos en el nivel 2p donde se pudieron encontrar algunos de estos electrones: p _x, p _y p _z. Necesitamos observar la interacción entre los orbitales s y p _x, p _y p _z en un átomo de nitrógeno con los orbitales s y p _x, p _y p _z en el otro nitrógeno. Ese proceso podría ser extremadamente complicado, pero:

• Las interacciones orbitales se rigen por la simetría.

Los orbitales interactúan más fácilmente con otros orbitales que tienen el mismo elemento de simetría. Por ahora, podemos simplificar y decir que los orbitales en un átomo sólo interactúan con el mismo tipo de orbitales en el otro átomo.

• s orbitales interactúan con s orbitales. Ya podemos ver cómo va a funcionar eso en dinitrogen, porque eso es lo que pasó en dihidrógeno.
• p _x orbitales interactúan con p _x orbitales.
• p _y orbitales interactúan con p _y orbitales.
• Los orbitales p _z interactúan con los orbitales p _z.

Otra complicación aquí es que los orbitales s y p no arrancan en el mismo nivel de energía. Cuando los orbitales se mezclan, una combinación sube en energía y otra baja. ¿La combinación s antiadhesión va más alta en energía que las combinaciones de p orbitales? ¿Las combinaciones de unión p van más bajas en energía que las combinaciones de s orbitales? Simplificaremos y asumiremos que los niveles s y p permanecen completamente separados entre sí. Esto no siempre es cierto, pero la situación varía dependiendo de qué átomos estemos tratando.

• La combinación de uno s orbital con otro es igual que en hidrógeno. Dos orbitales antiguos se combinarán y reorganizarán para producir dos nuevos orbitales.
• Existe una combinación de unión en la que los orbitales están en fase. El nuevo orbital producido tiene una longitud de onda más larga que la orbital original. Es menor en energía.
• Existe una combinación antiadhesión en la que los orbitales están desfasados. El nuevo orbital producido tiene una longitud de onda más corta que la orbital original. Es mayor en energía.

Al considerar la interacción de dos orbitales p, hay que tener en cuenta que los orbitales p son direccionales. Un orbital p se encuentra a lo largo de un eje particular: x, y o z. Los tres orbitales p sobre nitrógeno son todos mutuamente perpendiculares u ortogonales entre sí. Esa situación contrasta con los orbitales s, que son esféricos y así se ven igual desde cualquier dirección.

Primero necesitamos definir un eje como tendido a lo largo del enlace N-N. Realmente no importa cuál. Decimos arbitrariamente que el enlace N-N se encuentra a lo largo del eje z. Los orbitales p _z tienen una relación espacial diferente entre sí en comparación con los p _y y p _x. Los orbitales p _z se encuentran a lo largo del eje del enlace, mientras que los p _y y p _x son ortogonales a él.

A medida que los átomos de nitrógeno se juntan, un lóbulo en un orbital p _z se solapa fuertemente con un lóbulo en el otro orbital p _z. Los otros lóbulos apuntan uno del otro y no interactúan de ninguna manera obvia.

Al igual que con el orbital s, los orbitales p _z pueden estar en fase o fuera de fase. La combinación en fase da como resultado interferencia constructiva. (Por “en fase” aquí nos referimos a los lóbulos que se superponen están en fase; para que eso suceda los dos orbitales p están en realidad completamente desfasados entre sí matemáticamente, de modo que un orbital es la imagen especular del otro). Esta combinación tiene una longitud de onda más larga que la orbital original. Es una combinación de menor energía.

La combinación fuera de fase (lo que significa en este caso que los lóbulos superpuestos están desfasados) resulta en interferencia destructiva. Esta combinación tiene una longitud de onda más corta que la orbital original. Es una combinación de mayor energía.

Como resultado, tenemos dos combinaciones diferentes derivadas de dos orbitales p diferentes que se unen de dos maneras diferentes. Obtenemos una combinación de unión de baja energía, en fase y una combinación antiadhesión de alta energía, fuera de fase.

¿Y esos otros orbitales p, los que no se encuentran a lo largo del eje de enlace? Vamos a echar un vistazo a ese problema en la página siguiente.

Ejercicio\(\PageIndex{1}\)

Dibujar una caricatura MO de un orbital de unión sigma formado por la superposición de dos orbitales p entre dos átomos de oxígeno. Etiquetar las posiciones de los núcleos de oxígeno con el símbolo “O”. Etiquete el eje de unión O-O.

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Ejercicio\(\PageIndex{2}\)

Considera la siguiente reacción.

• Dibuja un diagrama de mezcla MO para la reacción anterior.
• Dibuja el orbital de la base que es probable que done sus electrones.
• Dibuja el orbital del ácido que es probable que acepte electrones.
• Complete el diagrama de mezcla MO de estos dos orbitales:
  • Etiquetar el orbital donador de electrones
  • Etiquetar el orbital aceptor de electrones
  • Rellene el diagrama de mezcla MO con electrones
• Dibuja una caricatura que muestre la mezcla de estos orbitales.

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