Diagrama de orbital molecular

Diagrama MO para el dihidrógeno. Los electrones se muestran como puntos.

Un diagrama de orbitales moleculares o diagrama OM es una herramienta de descripción que explica el enlace químico en las moléculas en términos de la teoría del orbital molecular en general, y del método de combinación lineal de orbitales atómicos (método CLOA) en particular,[1][2][3] siguiendo el principio de exclusión de Pauli y las reglas de Hund como en una configuración electrónica tradicional.

De esta manera, al combinar los orbitales atómicos, se generan dos tipos fundamentales de orbitales: los orbitales enlazantes, los cuales tienen una menor energía y contribuyen a la estabilidad de la molécula; y los orbitales antienlazantes, que presentan una mayor energía y, por lo tanto, contribuyen a la desestabilización del enlace químico.[4]

Esta herramienta está bien adaptada para moléculas diatómicas simples como el dihidrógeno, dioxígeno y el monóxido de carbono, pero se hace más compleja cuando se discuten moléculas polinucleares como el metano. Explica por qué algunas moléculas existen, mientras otras no, cuán fuertes son los enlaces, y qué transiciones electrónicas tienen lugar. ඞ

Moléculas diatómicas homonucleares

Combinación lineal 1s ± 1s para H2 y He2

A través de la combinación lineal de dos orbitales atómicos 1s, se derivan el orbital molecular sigma gerade (1s + 1s = σg ) y sigma ungerade (1s - 1s = σu ) del alemán, simétrico y asimétrico que nos indican si proviene de la suma o resta de los orbitales atómicos; en literatura antigua el orbital σu puede encontrarse como σ*.[4]

Para construir el diagrama de orbitales moleculares colocamos dos líneas verticales que dividirán el diagrama en tres partes, en los extremos se mostrará la configuración electrónica individual de las especies que conforman la molécula diatómica y en el centro indicando con líneas punteadas de qué orbital atómico proviene cada combinación lineal se da lugar a la configuración electrónica molecular. En el extremo izquierdo se coloca una flecha que apunta hacia arriba indicando el sentido en el que aumenta la energía de los orbitales.[4]

Dado que para las moléculas H2 y He2 la configuración electrónica de los átomos involucrados incluye únicamente al orbital atómico 1s, los únicos orbitales moleculares que se emplearán serán el σg y el σu. Se suman los electrones con los que contribuye cada átomo a la molécula diatómica y de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli y las reglas de Hund, dos electrones con spin opuesto deben ser colocados en un orbital molecular empezando con el orbital de menor energía por lo que empezamos con el orbital 1s σg; sabemos que es el orbital de menor energía ya sea aplicando el hamiltoniano a la nueva función que describe al orbital molecular o a través de la determinación de la constante de normalización (B) que nos indica que tanto deben sobreponerse los átomos para que puedan combinarse, encontrando que Bσg < Bσu.

Referencias

  1. ↑ J. P. Clayden, N. Greeves, S. G. Warren, P. D. Wothers (2000), Organic Chemistry (1st edición), Oxford: Oxford University Press, ISBN 978-0-19-850346-0.
  2. ↑ Organic Chemistry, Third Edition Marye Anne Fox James K. Whitesell 2003 ISBN 978-0-7637-3586-9
  3. ↑ Organic Chemistry 3rd Ed. 2001 Paula Yurkanis Bruice ISBN 0-13-017858-6
  4. 1 2 3 Oliveira, Renato Veríssimo de. QUANTUM CHEMISTRY SECOND EDITION. Consultado el 26 de mayo de 2026.
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