¿Cuáles son los postulados de la teoría de los orbitales moleculares?

Los principales postulados de esta teoría son:

1. Los orbitales atómicos de energía comparable y simetría adecuada se combinan para formar orbitales moleculares.

2. El movimiento de electrones en un orbital molecular está influenciado por todos los núcleos de los átomos combinados.

3. El número de orbitales moleculares formados es igual al número de orbitales atómicos combinados. Cuando dos orbitales atómicos (AO) se combinan entre sí, se forman dos orbitales moleculares (MO). Un orbital molecular posee mayor energía que los orbitales atómicos correspondientes y se llama orbital molecular anti-enlace (ABMO) y el otro tiene menor energía y se llama orbital molecular de enlace (BMO).

4. En las moléculas, los electrones están presentes en los orbitales moleculares. El llenado de electrones está de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli , Principio de Aufbau y las reglas de Hund .

Postulados: según la teoría MO;

1. Los orbitales atómicos se combinan (se superponen) para formar un nuevo orbital conocido como orbital molecular. Como resultado, los oritales atómicos pierden su identidad.
2. Los orbitales moleculares son los estados de energía de una molécula, en la que los electrones de la molécula se llenan como en el caso de los orbitales atómicos.
3. Un MO proporciona una distribución de probabilidad de electrones alrededor de un grupo de núcleos (ya que los MO siempre contienen dos núcleos) iguales a los orbitales atómicos.
4. Solo esos A.Os se combinan para formar M.Os que tienen energía y orientaciones comparables. Por ejemplo: 1s puede combinarse con 1s y no con 2s ya que tienen brecha de energía. Del mismo modo, s-orbital puede combinarse con pz pero no con px o py ya que el eje z es un eje internuclear y, por lo tanto, está orientado en línea de s-orbital, pero otros son perpendiculares.
5. El no. de M.Os formados son iguales al no. de A.Os combinados.
6. Cuando se combinan dos A.Os, forman dos M.Os conocidas como orbital molecular de unión (BMO) y orbital molecular de unión (AMO).
7. El BMO tiene menos energía y, por lo tanto, mayor estabilidad que el AMO correspondiente.
8. Las BMO están representadas por σ, π, δ, etc., mientras que las M.O antienlace están representadas por σ *, π *, δ *, etc.
9. Las formas de los orbitales moleculares dependen del tipo de orbitales atómicos combinados.
10. El llenado de M.Os se realiza por la misma regla que para los orbitales atómicos. como siguen, Aufbau, la exclusión de Pauli y Hund’e gobiernan.

La formación se describe como;

En el caso de la molécula N2:

La configuración orbital molecular = KK [σ (2s) 2] [σ * (2s) 2] [π (2px) 2] [π (2py) 2] [π (2pz) 2] [σ (2pz) 1]

Por lo tanto, el diagrama MO es:

Aquí, el orden de enlace = 1/2 (8-2) = 3, la molécula existirá, pero no hay un electrón no apareado en la molécula, por lo que será diamagnético.

Las limitaciones son:

1. El concepto de orden de enlace no es factible y apropiado para explicar la existencia de moléculas poliatómicas.

http : //2. No da ninguna idea sobre la geometría molecular y la forma de la molécula, etc.

3. Se basa en la mecánica cuántica, que no es más fácil de estudiar para principiantes, que es un tema necesario para un nuevo estudiante.

Teoría orbital molecular

Para describir la formación de enlaces covalentes y la naturaleza del intercambio de electrones, se han propuesto dos teorías: la teoría del enlace de valencia (VBT) y la teoría de la órbita molecular (MOT). En la teoría de enlace de valencia , solo los orbitales medio llenos de caparazón de valencia participan en la formación de enlaces y los orbitales restantes conservan su identidad. Pero la teoría de la órbita molecular (MOT) sugiere la combinación de todos los orbitales atómicos que tienen una energía comparable y una simetría adecuada. La teoría de la órbita molecular (MOT) fue desarrollada por F. Hund y RS Mulliken en 1932. Los principales postulados de esta teoría son:

1. Los orbitales atómicos de energía comparable y simetría adecuada se combinan para formar orbitales moleculares.

2. El movimiento de electrones en un orbital molecular está influenciado por todos los núcleos de los átomos combinados. (El orbital molecular es de naturaleza policéntrica)

3. El número de orbitales moleculares formados es igual al número de orbitales atómicos combinados. Cuando dos orbitales atómicos (AO) se combinan entre sí, se forman dos orbitales moleculares (MO). Un orbital molecular posee mayor energía que los orbitales atómicos correspondientes y se llama orbital molecular anti-enlace (ABMO) y el otro tiene menor energía y se llama orbital molecular de enlace (BMO).

4. En las moléculas, los electrones están presentes en los orbitales moleculares. El llenado de electrones está de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli, el principio de Aufbau y la regla de Hund .

La teoría orbital molecular fue presentada por F Hund y RS Mullikan en 1932 .

Postulados:

1. En una molécula, los electrones están presentes en nuevos orbitales llamados ORBITAL MOLECULAR.
2. Los orbitales moleculares se forman mediante la combinación de orbitales atómicos de energías iguales (en el caso de moléculas homonucleares) o de energías comparables (en el caso de moléculas heteronucleares).
3. El número de orbitales moleculares formados es igual al número de orbitales atómicos sometidos a combinación.
4. Dos orbitales atómicos se pueden combinar para formar dos orbitales moleculares. Uno de estos dos orbitales moleculares, uno tiene una energía más baja y el otro tiene una energía más alta. El orbital molecular con menor energía se llama enlace orbital molecular. El otro con mayor energía se llama orbital molecular anti-enlace.
5. La forma del orbital molecular depende de la forma de los orbitales atómicos combinados.
6. El orbital molecular se llena en el orden creciente de su energía, comenzando con el orbital de menor energía. (Principio de Aufbau).
7. Un orbital molecular puede acomodar solo dos electrones y estos dos electrones deben tener espín opuesto (principio de exclusión de Pauli).
8. Mientras se llenan orbitales moleculares de igual energía, el emparejamiento de electrones no tiene lugar hasta que todos estos orbitales moleculares se llenen solos con electrones que tienen espines paralelos (regla de Hund).

La teoría de la órbita molecular fue dada por Hund y Mulliken en 1932. Las ideas principales de esta teoría son

• Cuando dos orbitales atómicos se combinan o se superponen, pierden su identidad y forman nuevos orbitales que se conocen como orbitales moleculares.
• Los orbitales moleculares son los estados de energía de una molécula en la que los electrones de la molécula se llenan de la misma manera que los orbitales atómicos son los estados de energía de un átomo en el que se llenan los electrones del átomo.
• En términos de distribución de probabilidad, el orbital molecular proporciona la distribución de probabilidad de electrones alrededor de un grupo de núcleos al igual que un orbital atómico proporciona la distribución de probabilidad de electrones alrededor del núcleo único.
• Solo esos orbitales atómicos pueden combinarse para formar orbitales moleculares que tienen energías comparables y una orientación adecuada.
• El número de orbitales moleculares formados es igual al número de orbitales atómicos combinados.
• Cuando los orbitales atómicos se combinan, se forman a nuevos orbitales llamados orbitales moleculares de unión y orbitales moleculares de antienvejecimiento.
• El orbital molecular de unión tiene una energía más baja y, por lo tanto, una mayor estabilidad que el orbital molecular de unión correspondiente.
• Los orbitales moleculares de unión están representados por σ, π, etc., mientras que los orbitales moleculares de antienlace correspondientes están representados por σ *, π * etc.
• Las formas de los orbitales moleculares formados dependen del tipo de orbitales atómicos combinados.
• El llenado de orbitales moleculares en una molécula se realiza de acuerdo con el principio de Aufbau, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund.
• El número de enlaces entre dos átomos se denomina orden de enlace, que es directamente proporcional a la estabilidad de la molécula.
• Si todos los electrones en una molécula están emparejados, entonces la sustancia es diamagnética, por otro lado, si hay electrones no emparejados en la molécula, entonces la sustancia es paramagnética. Más el número de electrones no apareados en una molécula mayor es el paramagnetismo de la sustancia.