TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES Introducción
Introducción a la teoría de orbitales moleculares
Resumen de la sección: En esta sección introductoria, el profesor explica los conceptos clave de la teoría de orbitales moleculares. Se menciona que esta teoría es útil tanto en química inorgánica como en química orgánica.
Teoría de orbitales moleculares
- Los átomos tienen orbitales atómicos, como 1s y 2p.
- Cuando dos átomos se combinan, forman un orbital molecular.
- Un ejemplo de un orbital molecular es el del benceno, donde los carbonos forman un anillo con dos nubes de electrones.
- Los orbitales moleculares son combinaciones de distintos orbitales atómicos.
Reglas para la formación de orbitales moleculares
- Los orbitales atómicos deben tener una energía similar para poder combinarlos.
- Se formarán tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos se combinen.
- Los orbitales moleculares deben tener la misma simetría.
Reglas para la formación de los orbitales moleculares
Resumen de la sección: En esta sección, el profesor explica las reglas que rigen la formación de los orbitales moleculares. Estas reglas incluyen criterios relacionados con la energía y simetría.
Reglas para la formación de los orbitales moleculares
- Los dos orbitales atómicos que se combinen deben tener una energía similar.
- Se formarán tantos orbitales moleculares como combinaciones haya entre los orbitales atómicos.
- Los orbitales moleculares deben tener la misma simetría.
Ejemplo de formación de orbitales moleculares en el hidrógeno
Resumen de la sección: En este ejemplo, se muestra cómo se forman los orbitales moleculares en una molécula de hidrógeno.
Formación de los orbitales moleculares en el hidrógeno
- Se colocan dos átomos de hidrógeno separados entre sí.
- Cada átomo tiene un orbital 1s y un electrón.
- Los dos orbitales 1s tienen la misma energía y simetría, por lo que pueden solaparse para formar dos orbitales moleculares.
Combinación de orbitales y formación de enlaces
Resumen de la sección: En esta sección, se explora cómo la combinación de orbitales puede dar lugar a la formación de enlaces químicos. Se introducen los conceptos de orbitales enlazantes y anti-enlazantes, así como el orden de enlace. También se discute la teoría de los orbitales moleculares y se presentan ejemplos con las moléculas de hidrógeno y helio.
Combinación de orbitales y formación de enlaces
- La combinación de dos orbitales da lugar a dos nuevos orbitales: uno enlazante y otro anti-enlazante. Los orbitales enlazantes están más bajos en energía, mientras que los anti-enlazantes están más altos.
- En una molécula de hidrógeno, hay dos electrones que deben colocarse en los orbitales disponibles. Los electrones llenan los orbitales desde abajo hacia arriba según su energía.
- El número de electrones en los orbitales enlazantes menos el número de electrones en los anti-enlazantes dividido por dos da como resultado el orden de enlace.
- El orden de enlace puede ser mayor que uno, lo que indica un enlace múltiple o menor que uno, lo que implica una resonancia o un posible no-enlace.
- Los orbitales frontera son aquellos ubicados entre la zona con electrones y la zona sin ellos. Estos reciben nombres específicos según su ocupación.
Ejemplo del helio
- En una molécula compuesta por dos átomos de helio, cada átomo tiene un orbital 1s. Al combinarlos, se forman dos orbitales moleculares: uno enlazante y otro anti-enlazante.
- La molécula de helio no existe por sí sola debido a que los orbitales anti-enlazantes están llenos. Sin embargo, si se remueve un electrón, la molécula con carga positiva puede existir con un orden de enlace de cero.
Ejemplo del litio
- En una molécula compuesta por dos átomos de litio, cada átomo tiene un orbital 1s y un orbital 2s. Al combinarlos, se forman cuatro orbitales moleculares: dos enlazantes y dos anti-enlazantes.
- La molécula de litio tiene cuatro electrones, lo que llena tanto los orbitales enlazantes como los anti-enlazantes. Por lo tanto, no hay orden de enlace y no hay formación de una molécula estable.
Conclusiones finales
Resumen de la sección: En esta última parte del video, se repasan los conceptos clave sobre la combinación de orbitales y la formación de enlaces químicos. Se destaca la importancia del orden de enlace y se menciona que este puede ser mayor o menor que uno, permitiendo la existencia de enlaces múltiples o resonancias.
Conclusiones finales
- La combinación de orbitales permite la formación de enlaces químicos.
- El orden de enlace es determinado por el número de electrones en los orbitales enlazantes menos el número de electrones en los anti-enlazantes dividido por dos.
- El orden de enlace puede ser mayor que uno, indicando un enlace múltiple, o menor que uno, implicando una resonancia o un posible no-enlace.
- Los orbitales frontera son aquellos ubicados entre la zona con electrones y la zona sin ellos.
- La teoría de los orbitales moleculares proporciona una base para comprender la estructura y las propiedades de las moléculas.
Enlaces entre orbitales
Resumen de la sección: En esta sección, se discute la formación de enlaces entre orbitales moleculares. Se analizan los orbitales con energías similares y simetría compatible que pueden solapar y formar enlaces.
Orbitales 2s
- Los orbitales 2s con energías similares y simetría compatible pueden formar enlaces.
- Se muestra un ejemplo de dos orbitales 2s que se solapan para formar un enlace.
Llenado de electrones
- Se deben colocar los electrones correspondientes en los orbitales moleculares.
- En el ejemplo dado, hay 6 electrones para colocar en los orbitales frontera (HOMO y LUMO).
Orden de enlace
- El orden de enlace se determina por la diferencia entre el número de electrones en los orbitales de unión y los orbitales antienlazantes.
- En el caso del litio, el orden de enlace es 1.
Problemas con los orbitales p
Resumen de la sección: Se menciona que los problemas surgen al tratar con los orbitales p debido a su simetría. La interacción entre estos orbitales depende de su simetría específica.
Conclusiones y próximos pasos
Resumen de la sección: Se concluye la explicación básica sobre diagramas de orbitales moleculares. Se menciona que futuros videos abordarán temas más avanzados relacionados con la teoría.
En resumen, se discute la formación de enlaces entre orbitales moleculares, se analizan los orbitales 2s y se muestra cómo llenarlos con electrones. También se menciona el orden de enlace y los problemas que pueden surgir al tratar con orbitales p. Se concluye invitando a los espectadores a seguir aprendiendo sobre este tema en futuros videos.