1.1 Orbitales moleculares para enlace c

1.1. Orbitales moleculares para el enlace covalente

Orbitales atómicos:

Es la zona del átomo donde es más probable encontrar un electrón.

Orbitales s:
Se encuentran en los elementos de las primeras dos columnas de la tabla periódica (metales alcalinos y alcalinotérreos).

Tienen forma esférica.

Se encuentran en todos los niveles de energía (1s, 2s, 3s, etc.).
Son característicos de los elementos ubicados en las primeras dos columnas de la tabla periódica, como los metales alcalinos y alcalinotérreos.
Cada subnivel s contiene un solo orbital, que puede alojar hasta 2 electrones.

Orbitales p:
Pertenecen a los elementos de la parte derecha de la tabla periódica (no metales y gases nobles).

Tienen forma de doble lóbulo o “halterio”.
Aparecen a partir del segundo nivel de energía (2p, 3p, etc.).
Son propios de los elementos de la parte derecha de la tabla periódica, como los no metales y gases nobles.
Cada subnivel p posee tres orbitales (px, py y pz), que en total pueden alojar hasta 6 electrones.
Estos orbitales participan activamente en la formación de enlaces químicos.

Orbitales d y f:
Se encuentran en el bloque central (metales de transición) y en la fila inferior de la tabla periódica (lantánidos y actínidos).

Orbitales d

Presentan formas más complejas.
Se encuentran a partir del tercer nivel de energía.
Son característicos del bloque central de la tabla periódica, donde están los metales de transición.
El subnivel d tiene cinco orbitales, con capacidad para 10 electrones.
Son responsables de propiedades como el color, la conductividad y el magnetismo de muchos metales.

Orbitales f

Tienen formas aún más complejas.
Aparecen desde el cuarto nivel de energía.
Se localizan en la fila inferior de la tabla periódica, correspondiente a los lantánidos y actínidos.
El subnivel f posee siete orbitales, que pueden alojar hasta 14 electrones.
Estos orbitales están relacionados con elementos que presentan propiedades radiactivas y aplicaciones en la energía nuclear y tecnología avanzada.

Orbitales Moleculares

Cuando dos átomos se unen para formar una molécula, sus orbitales atómicos (regiones donde es más probable encontrar electrones) se combinan.
De esta combinación se originan los orbitales moleculares, que pertenecen a toda la molécula y no a un solo átomo.

Los electrones que participan en el enlace se ubican en estos orbitales moleculares y permiten que los átomos permanezcan unidos.

Enlace Sigma (σ)

El enlace sigma (σ) se forma cuando los orbitales se traslapan de manera frontal, es decir, directamente uno frente al otro.

Características del enlace sigma:

Puede formarse por el traslape de:

orbital s – s
orbital s – p
orbital p – p (frontal)
Es el enlace covalente más fuerte.
Permite la rotación libre de los átomos alrededor del enlace.
Todos los enlaces covalentes simples están formados únicamente por un enlace sigma.

Ejemplo:

En la molécula de H₂ (hidrógeno), el enlace se forma por el traslape s–s.
En CH₄ (metano), los enlaces entre carbono e hidrógeno son enlaces sigma.

Enlace Pi (π)

El enlace pi (π) se forma cuando dos orbitales p se traslapan de manera lateral, es decir, lado a lado.

Características del enlace pi:

Solo se forma entre orbitales p no híbridos.
Es más débil que el enlace sigma.
No permite rotación libre, lo que da rigidez a la molécula.
Nunca aparece solo: siempre acompaña a un enlace sigma.

Enlaces simples, dobles y triples

Tipo de enlace Enlaces sigma Enlaces pi

Simple 1σ 0 π

Doble 1σ 1 π

Triple 1σ 2 π

Ejemplos:

O₂ (oxígeno) → enlace doble: 1 σ + 1 π
N₂ (nitrógeno) → enlace triple: 1 σ + 2 π

UNIDAD 1