¿Qué es la teoría molecular orbital?
La teoría orbital molecular, o teoría MO, es un método para explicar el enlace entre átomos en términos de electrones que se extienden alrededor de una molécula en lugar de localizarse alrededor de los átomos, en contraste con la teoría de enlace de valencia o teoría VB. Los electrones en los átomos están dispuestos en orbitales dentro de subcapas dentro de las capas. Como regla general, son los electrones en los orbitales dentro de la capa más externa los que están involucrados en la unión química, aunque hay excepciones a esto. Un orbital puede contener un máximo de dos electrones, que deben tener giros opuestos. En la teoría de los orbitales moleculares, cuando dos átomos forman un enlace químico, los orbitales atómicos de los electrones de enlace se combinan para producir orbitales moleculares con reglas similares con respecto al número y al espín de los electrones.
Los electrones, como todas las partículas subatómicas, pueden comportarse como ondas. En lugar de ocupar un punto definido en el espacio en un momento dado, un electrón se extiende sobre todas sus ubicaciones posibles alrededor del núcleo atómico y su posición solo puede expresarse en términos de probabilidad. Una ecuación desarrollada por el físico Erwin Schrodinger se puede utilizar para determinar la "función de onda" de un orbital atómico, lo que da la probabilidad de encontrar un electrón en diferentes lugares alrededor del núcleo en términos de una distribución de densidad electrónica. La teoría de los orbitales moleculares explica el enlace atómico al agregar las funciones de onda de los orbitales atómicos involucrados en el enlace para dar las funciones de onda para los orbitales moleculares que encierran la molécula completa.
Dado que la ecuación de la función de onda da valores positivos y negativos, conocidos como fases, se producen dos orbitales moleculares. En el primero, los orbitales atómicos se agregan en fase: positivo a positivo y negativo a negativo. El segundo tipo es uno en el que están fuera de fase: negativo a positivo y positivo a negativo.
La adición en fase proporciona un orbital molecular con la densidad de electrones concentrada en el espacio entre los núcleos, acercándolos y dando como resultado una configuración con una energía más baja que los dos orbitales atómicos originales combinados. Esto se conoce como un orbital de unión. La adición fuera de fase da como resultado que la densidad de electrones se concentre lejos del espacio entre los núcleos, separándolos más y produciendo una configuración con un nivel de energía más alto que los orbitales atómicos. Esto se conoce como un orbital antiadherente. Los electrones de los orbitales atómicos involucrados en la unión preferirán llenar los orbitales moleculares de unión de menor energía.
Para determinar la naturaleza del enlace entre dos átomos, el "orden de enlace" se calcula como: (electrones de enlace - electrones anti-enlace) / 2. Un orden de enlace de cero indica que no se realizará ningún enlace. En comparación, un orden de enlace de 1 indica un enlace simple, con 2 y 3 indicando enlaces dobles y triples, respectivamente.
Como un ejemplo muy simple, la unión de dos átomos de hidrógeno se puede describir en términos de teoría de orbitales moleculares. Cada átomo tiene solo un electrón, normalmente en el orbital de energía más baja. Se agregan las funciones de onda de estos orbitales, dando una unión y un orbital anti-unión. Los dos electrones llenarán el orbital de enlace de baja energía, sin electrones en el orbital anti-enlace. El orden de enlace es por lo tanto (2 - 0) / 2 = 1, dando un enlace simple. Esto está de acuerdo con la teoría VB y con la observación.
La interacción de dos átomos del siguiente elemento en la tabla periódica, helio, da un resultado diferente ya que hay dos electrones en un orbital en cada átomo de helio. Cuando se agregan las funciones de onda, se produce un enlace y un orbital anti-enlace, como con el hidrógeno. Esta vez, sin embargo, hay cuatro electrones involucrados. Dos electrones llenarán el orbital de enlace y los otros dos tendrán que llenar el orbital anti-enlace de mayor energía. El orden de los bonos esta vez es (2 - 2) / 2 = 0, por lo que no se realizará ningún enlace. Nuevamente, esto concuerda con la teoría VB y con la observación: el helio no forma moléculas.
La teoría orbital molecular también predice correctamente enlaces dobles y triples para las moléculas de oxígeno y nitrógeno, respectivamente. En la mayoría de los casos, la teoría MO y la teoría de unión de valencia están de acuerdo; sin embargo, el primero explica mejor las moléculas donde el orden de enlace se encuentra entre un enlace simple y uno doble, y las propiedades magnéticas de las moléculas. La principal desventaja de la teoría de los orbitales moleculares es que, a excepción de casos muy simples como los anteriores, los cálculos son mucho más complicados.