Tipos de MO

Habilidades para Desarrollar

• Etiquetar las partes de un diagrama MO

MO de unión, antiadherencia y no unión

En la sección anterior, introdujimos MOs de unión y antiadhesión. Los MO de unión tienen más densidad de electrones entre los núcleos y menor energía que los orbitales atómicos de los que estaban hechos. Poner electrones en orbitales de unión tiende a hacer un enlace entre los núcleos, porque cuando los electrones pasan tiempo entre los núcleos, ambos núcleos son atraídos por la carga negativa entre ellos.

Los orbitales antienlace tienen menor densidad de electrones entre los núcleos, porque ahí tienen un nodo. Tienen mayor energía que los AOs de los que estaban hechos. Poner electrones en orbitales antienlace tiende a romper enlaces, porque con los electrones en el exterior, los núcleos se repelen entre sí y todos los electrones se repelen entre sí.

Hay un tercer tipo de MO: MO no pegantes. Para hacer un vínculo, los orbitales tienen que tener solapamiento neto, lo que significa que si los multiplicas juntos y tomas la integral sobre toda la molécula, la integral no es 0. Considera la molécula de HF. El orbital H 1s puede hacer un enlace con el orbital F 2s o F 2p _z. Sin embargo, no hay solapamiento neto entre los H 1s y los F 2p _x y 2p _y. Esto se muestra en la figura. Cuando multiplicamos ψ _1s por ψ _2p, la mitad superior es + * + = +. La mitad inferior es + * — = —. Excepto por el signo, la mitad superior y la mitad inferior son simétricas, así que cuando sumamos los valores de ψ _1s ψ _2p en todas partes, la mitad superior y la mitad inferior se cancelan, y ∫ ψ _1s ψ _2p dV = 0. (Tenga en cuenta que multiplicar las funciones de onda es diferente a sumarlas, lo que nos daría los patrones de interferencia de onda que vimos en híbridos y MO). Por esta razón, los orbitales F 2p _x y 2p _y en HF se denominan orbitales no vinculantes. En contraste, el orbital 2p _z sí tiene solapamiento neto con 1s, porque │ψ _1s ψ _2p │ en el lado rojo en la figura es mayor que │ψ _1s ψ _2p │ en el lado azul.

Superposición entre un orbital s y p, como en HF. El orbital s se muestra como un pequeño círculo rojo. El orbital p se muestra en rojo y azul, representando el signo (+/—) de la función de onda. El círculo grande en rojo claro y azul claro muestra que el orbital p tiene una pequeña amplitud sobre un área grande. Izquierda: los orbitales 1s _{y 2p y} no tienen solapamiento neto. Derecha: los orbitales 1s y 2p _z tienen solapamiento neto.

La siguiente figura muestra una ilustración resumida de orbitales de unión, no unión y antiunión en HF.

Tipos de MO en HF. El signo (+/—) de la función de onda se muestra usando rojo y azul. Los MO se ordenan de abajo hacia arriba aumentando la energía. Los electrones en los MO de unión forman enlaces, los electrones en los orbitales antiunión rompen enlaces y los electrones en los orbitales no enlazantes no tienen ningún efecto en la unión.

σ y π MOS

Los MO de unión y antiunión mostrados anteriormente son ambos MO de tipo σ. Recordemos de la sección sobre enlaces múltiples que podemos clasificar enlaces como enlaces σ o π. Los enlaces σ-son simétricos alrededor del enlace (si los rotas alrededor del enlace, no cambian). Los enlaces π-cambian de signo cuando los rotas 180° alrededor del enlace.

Si pensamos en hacer MOs para F ₂, podemos imaginar hacer una combinación de unión y anti-adhesión de los orbitales 2p _z, que apuntan uno hacia el otro. Esto hará un MO de unión σy un MO anti-unión σ. También podemos hacer combinaciones de tipo σde los orbitales 2s. Cuando combinamos los orbitales 2p _x y 2p _y, estos son perpendiculares entre sí, por lo que harán combinaciones de unión tipo π y antiunión. Estos se muestran a continuación. Tenga en cuenta que tanto para combinaciones σ como para combinaciones π, la densidad de electrones aumenta entre los núcleos en los MO de unión y disminuye entre núcleos en los MO antiunión.

Formación de MOs de unión σ y π y antiunión en F ₂. El signo (+/—) de la función de onda se muestra usando rojo y azul. Izquierda: σ MoS. Derecha: π MoS. Parte superior: unión de MoS. Parte inferior: MoS antiadherencia.

Nombrar MO

La forma más fácil de nombrar y etiquetar MoS es usando σ y π. El carácter antiadhesión se muestra usando un *, tal como π* que significa un orbital antiunión de tipo π. Cada MO en la figura anterior está etiquetado de esta manera. Hay otras formas más complicadas de nombrar MO, pero no las aprenderás a menos que tomes Química Inorgánica.

Colaboradores y Atribuciones

• Emily V Eames (City College of San Francisco)