FORMA DE LOS ORBITALES:
ORBITAL S:
El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. En la figura se muestran dos formas alternativas de representar la nube electrónica de un orbital s: en la primera, la probabilidad de encontrar al electrón (representada por la densidad de puntos) disminuye a medida que nos alejamos del centro; en la segunda, se representa el volumen esférico en el que el electrón pasa la mayor parte del tiempo (mayor probabilidad de encontrarlo). Principalmente por la simplicidad de la representación es ésta segunda forma la que usualmente se emplea. Para valores del número cuántico principal mayores que uno, la probabilidad de encontrar al electrón se concentra a cierta distancia del núcleo, ya que a medida que aumenta n aumenta la energía que posee el electrón, por lo que está menos firmemente unido al núcleo.
ORBITAL P:
La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. En función de los valores que puede tomar el tercer número cuántico ml (-1, 0 y 1) se obtienen los tres orbitales p simétricos respecto a los ejes x, z e y. Análogamente al caso anterior, en los orbitales p al incrementarse el valor del número cuántico principal la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico.
ORBITAL D:
Los orbitales d tienen una forma más diversa: cuatro de ellos tienen forma de 4 lóbulos de signos alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones del espacio), y el último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble cono nodal).
ORBITAL F:
Los orbitales f tienen formas aún mas exóticas, que se pueden derivar de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d.
ORBITALES π (pi): Tienen su máxima densidad en dos nubes electrónicas. Se forman a partir de la combinación de orbitales Py-Py, y Pz – Pz.
En la figura de abajo se observan ejemplos de solapamientos conducentes a orbitales moleculares de tipo sigma σ (izquierda), pi π (centro) y delta δ (derecha):
ENLACES MÚLTIPLES:
Doble enlace: Entre dos átomos puede haber más de un enlace, como lo es en el caso de la molécula de oxígeno, donde hay un doble enlace O=O. Los 4 electrones que forman dicha unión están ubicados en un orbital enlazante π y en un orbital enlazante σ.
Enlace triple: En la molécula de Nitrógeno (N2), los dos átomos de N se unen a través de un enlace covalente triple N≡N. Los 6 electrones que forman el enlace están bicados en un orbital enlazante σpx, un orbital enlazante πpy y un orbital 00enlazante πpz.
A medida que aumenta el número de enlaces entre 2 átomos, también incrementa la energía de enlace de los mismos. Por otro lado, cuanto mayor es el orden de enlace, la distancia entre los átomos disminuye.
Teoría de los orbitales moleculares (TOM):
Una forma de describir el enlace covalente en términos de la Mecánica cuántica es la teoría de los orbitales moleculares (TOM), según la cual cuando los átomos interaccionan, sus orbitales atómicos se combinan transformándose en orbitales moleculares.
§ Los orbitales moleculares se forman por la combinación o interacción de orbitales atómicos de 2 o mas átomos.
§ Sólo los electrones de valencia participan en el enlace químico, y solamente los orbitales de valencia se combinan para formar orbitales moleculares.
§ Cuando se forman dos orbitales moleculares a partir de dos orbitales atómicos, uno de ellos es de menor energía (se denomina ORBITAL ENLAZANTE), y otro de mayor energía (ORBITAL ANTIENLAZANTE).
§ Los orbitales moleculares cumplen con la regla de Hund y con el principio de exclusión de Pauli.
§ Sólo los orbitales atómicos que tienen propiedades de simetría idénticas pueden interaccionar entre sí.
§ La mezcla de los orbitales es más significativa cuando los arbitales atómicos tienen aproximadamente la misma energía. A medida que la diferencia de energía (ΔE) entre los orbitales atómicos aumenta, el solapamiento de los orbitales es menos efectivo.
§ Se puede representar en el diagrama de orbitales moleculares (OM), a los orbitales atómicos y moleculares con sus respectivos niveles de energía y con la distribución de los electrones.
Orden de enlace: La estabilidad de un enlace covalente está relacionado con su orden de enlace, que se define como:
Orden de enlace = ½ (número de e- de enlace – número de e- antienlace)
Un orden de enlace de 1 representa un enlace simple, un orden de enlace de 2 representa un doble enlace y un orden de enlace de 3 representa un triple enlace.
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ENLACE COVALENTE TIPO PI (π)
El enlace pi (π) es un enlace covalente formado por la hibridación de dos orbitales atómicos p. Los orbitales d también pueden participar en este tipo de enlace.
En la figura de arriba observamos dos orbitales p formando un enlace π.
Este tipo de enlace no posee tanta energía como el enlace sigma, dado que los electrones que los forman se encuentran más alejados del núcleo, y por eso la fuerza de atracción entre los electrones y el núcleo es menor.
es frecuente encontrar enlaces π, sobre todo en enlaces dobles o múltiples. Cuando a un enlace sigma entre dos núcleos, se agrega un enlace π, la fuerza del enlace se incrementa, disminuyendo la longitud del mismo.
· Por solapamiento lateral. En este caso, hay dos zonas de solapamiento, una a cada lado de la línea de unión de los núcleos atómicos. Cuando esto ocurre, se dice que el enlace es de tipo pi.
Enlace covalente tipo pi
El enlace de tipo pi se da cuando se tiene enlaces múltiples. El enlace sigma estabiliza más la molécula y se produce preferentemente al enlace pi.
Por ejemplo, la longitud de un enlace simple (sigma) entre dos átomos de carbono, en el etano, es de 154 picómetros. En cambio, en el etileno, donde al enlace sigma entre carbonos se agrega el enlace π, la longitud entre los núcleos disminuye a 133 picómetros.
Para comprender mejor los enlaces sigma y pi en el enlace covalente, debemos primero entender cómo se hibridan en el espacio los orbitales atómicos s y p. Observando los orbitales s y p desde un punto de vista tridimensional, podemos distinguir tres orientaciones espaciales de los tres lóbulos del orbital p: 2px, 2py & 2pz. Cada uno de estos lóbulos lleva dos electrones, haciendo un total de 6 electrones para el orbital p.
Si ponemos por ejemplo el átomo de carbono, sus electrones de valencia se disponen de la siguiente manera en estos orbitales: 2s2, 2px1, 2py1 & 2pz0.
De esta manera, podría pensarse que el carbono sólo puede formar dos enlaces, dado sus dos electrones libres en los orbitales p. Sin embargo el carbono forma muy frecuentemente cuatro enlaces. Esto se debe a que en realidad los orbitales s y p se hibridan en el espacio, formando cuatro orbitales sp3 que se disponen naturalmente en forma de tetraedro, y todos tienen la misma tendencia para formar enlaces.
En el caso de enlaces dobles entre carbono y carbono, el orbital s de cada carbono está hibridado con sólo dos de los lóbulos del orbital p, dejando un lóbulo libre. Los orbitales híbridos sp2 de los carbonos forman un enlace sigma, mientras que los lóbulos restantes del orbital p forman el enlace pi, quedando así constituido el doble enlace.
Cuando el enlace entre carbonos es triple, hay dos lóbulos del orbital p sin hibridar. El enlace sigma se da entre los orbitales hibridados sp, y los dos lóbulos restantes del orbital p forman dos enlaces pi, en dos planos perpendiculares, como se ve en la siguiente figura:
La letra griega π en su nombre se refiere a los orbitales p, dado que la simetría de los orbitales de los enlaces pi es la misma de la de los orbitales p. Generalmente, los orbitales p están involucrados en este tipo de enlace. Se asume que los orbitales d también participan en el enlace pi, pero esto no es necesariamente el caso en la realidad, aunque el concepto de enlace por medio de orbitales d explica bien la hipervalencia.
Los enlaces pi son generalmente más débiles que los enlaces sigma, porque su densidad electrónica negativamente cargada está más lejos de la carga positiva del núcleo atómico, lo que requiere más energía.
Enlace Doble y Triple
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