Diferencia entre revisiones de «Orbital molecular»
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* Los orbitales atómicos sólo se mezclan si lo permiten las reglas de simetría: los orbitales que se transforman de acuerdo con diferentes [[representación irreducible|representaciones irreducibles]] del [[grupo de simetría]] no se mezclan. Como consecuencia, las contribuciones más importantes provienen de los orbitales atómicos que más solapan (se enlacen).
== La molécula de hidrógeno ==
Como ejemplo simple, es ilustrativa la molécula de dihidrógeno H<sub>2</sub>, con dos átomos etiquetados H' y H". Los orbitales atómicos más bajos en energía, 1s' y 1s", no se transforman de acuerdo con la simetría de la molécula. Sin embargo, las siguientes combinaciones lineales sí lo hacen:
<center>
{| border="2"
|-----
| 1s' - 1s"
| Combinación antisimétrica: negada por reflexión, inalterada por las otras operaciones
|-----
| 1s' + 1s"
| Combinación simétrica: inalterada por todas las operaciones
|}</center>
En general, la combinación simétrica (llamada [[orbital enlazante]]) está más baja en energía que los orbitales originales, y la combinación antisimétrica (llamada [[orbital antienlazante]]) está más alta. Como la molécula de dihidrógeno H<sub>2</sub> tiene dos electrones, los dos pueden ser descritos por el orbital enlazante, de forma que el sistema tiene una energía más baja (por tanto, es más estable) que dos átomos de hidrógenos libres. Esto se conoce como [[enlace covalente]].
La aproximación de [[orbitales moleculares como combinación lineal de orbitales atómicos]] (OM-CLOA) fue introducida en [[1929]] por [[Sir John Lennard-Jones]]. Su publicación mostró cómo derivar la estructura electrónica de las moléculas de [[diflúor]] y [[dioxígeno]] a partir de principios cuánticos. Este acercamiento cuantitativo a la teoría de orbitales moleculares representó el nacimiento de la química cuántica moderna.
== Tipos de orbitales moleculares ==
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