En química teórica , el orbital de enlace se utiliza en la teoría de orbitales moleculares (OM) para describir las interacciones atractivas entre los orbitales atómicos de dos o más átomos en una molécula . En la teoría de los OM, se representa a los electrones moviéndose en ondas . [1] Cuando más de una de estas ondas se acercan, la combinación en fase de estas ondas produce una interacción que conduce a una especie que está muy estabilizada. El resultado de la interferencia constructiva de las ondas hace que la densidad de los electrones se encuentre dentro de la región de enlace, creando un enlace estable entre las dos especies. [2]
En el ejemplo clásico del MO H2 , los dos átomos de H separados tienen orbitales atómicos idénticos. Al crear la molécula de dihidrógeno, los orbitales de valencia individuales, 1 s , o bien: se fusionan en fase para obtener orbitales de enlace, donde la densidad electrónica está entre los núcleos de los átomos; o bien, se fusionan fuera de fase para obtener orbitales antienlazantes, donde la densidad electrónica está en todas partes alrededor del átomo excepto en el espacio entre los núcleos de los dos átomos. [3] Los orbitales de enlace conducen a una especie más estable que cuando los dos hidrógenos son monoatómicos. Los orbitales antienlazantes son menos estables porque, con muy poca o ninguna densidad electrónica en el medio, los dos núcleos (que mantienen la misma carga) se repelen entre sí. Por lo tanto, se requeriría más energía para mantener unidos los dos átomos a través del orbital antienlazante. Cada electrón en la capa de valencia 1 s del hidrógeno se une para llenar el orbital de enlace estabilizador. Por lo tanto, el hidrógeno prefiere existir como molécula diatómica y no monoatómica. [4]
En el caso del helio, el átomo tiene dos electrones en cada capa de valencia 1. Cuando los dos orbitales atómicos se juntan, primero llenan el orbital de enlace con dos electrones, pero a diferencia del hidrógeno, le quedan dos electrones, que luego deben ir al orbital antienlazante. La inestabilidad del orbital antienlazante anula el efecto estabilizador proporcionado por el orbital de enlace; por lo tanto, el orden de enlace del dihelio es 0. Por eso el helio preferiría ser monoatómico en lugar de diatómico. [5]
Los enlaces pi se crean mediante interacciones “laterales” de los orbitales. [3] Una vez más, en los orbitales moleculares, los electrones pi (π) enlazantes se producen cuando la interacción de los dos orbitales atómicos π está en fase. En este caso, la densidad electrónica de los orbitales π debe ser simétrica a lo largo del plano especular para crear la interacción enlazante. La asimetría a lo largo del plano especular dará lugar a un nodo en ese plano y se describe en el orbital antienlazante, π*. [3]
Un ejemplo de un OM de un sistema π conjugado simple es el butadieno. Para crear el OM del butadieno , los orbitales π y π* resultantes del sistema descrito anteriormente interactuarán entre sí. Esta mezcla dará como resultado la creación de 4 orbitales de grupo (que también se pueden usar para describir el OM π de cualquier dieno): [3] π 1 no contiene nodos verticales , π 2 contiene uno y ambos se consideran orbitales de enlace; π 3 contiene 2 nodos verticales, π 4 contiene 3 y ambos se consideran orbitales antienlazantes. [3]
La forma esférica 3D de los orbitales s no tiene direccionalidad en el espacio y los orbitales p x , p y y p z son todos de 90 o con respecto a los demás. Por lo tanto, para obtener orbitales correspondientes a enlaces químicos para describir reacciones químicas, Edmiston y Ruedenberg fueron pioneros en el desarrollo de procedimientos de localización. [6] [7] Por ejemplo, en CH 4 , los cuatro electrones de los orbitales 1 s de los átomos de hidrógeno y los electrones de valencia del átomo de carbono (2 en s y 2 en p ) ocupan los orbitales moleculares de enlace, σ y π. [6] Los OM deslocalizados del átomo de carbono en la molécula de metano pueden entonces localizarse para dar cuatro orbitales híbridos sp 3 .
Los orbitales moleculares y, más específicamente, el orbital de enlace es una teoría que se enseña en todas las diferentes áreas de la química, desde la orgánica hasta la física e incluso la analítica, porque es ampliamente aplicable. Los químicos orgánicos utilizan la teoría de los orbitales moleculares en su razonamiento para las reacciones; [8] [9] los químicos analíticos la utilizan en diferentes métodos de espectroscopia; [10] [11] los químicos físicos la utilizan en cálculos; [8] [12] incluso se ve en la química de materiales a través de la teoría de bandas , una extensión de la teoría de los orbitales moleculares. [13]