La teoría de orbitales moleculares explica la formación de enlaces covalentes. Los electrones se ubican en orbitales moleculares que se forman por el solapamiento de los orbitales atómicos cuando los átomos se acercan a la distancia de equilibrio. Cuanto mayor es el solapamiento, menor es la energía del orbital molecular y más estable es el enlace. La molécula de hidrógeno tiene menor energía que los átomos separados porque los electrones ocupan el orbital molecular enlazante de menor energía.

1. FACULTAD DE CIENCIAS
ESCUELA DE C. QUÍMICAS
CARRERA DE ING. EN BIOTECNOLOGÍA AMBIENTAL
Química Orgánica
POR: Nelson Mecías (1904) NIVEL: 4° “A”
TEMA: Teoría de los orbitales moleculares
La Teoría de Orbitales Moleculares (T.O.M.) es la segunda aproximación al estudio del enlace covalente, y la
más ampliamente empleada para explicar la estructura y la geometría de muchos sólidos inorgánicos.
El punto de partida consiste en asumir que si los dos núcleos implicados en el enlace se ubican a la distancia de
equilibrio, los electrones se alojarán no en orbitales atómicos de cada elemento, sino en orbitales moleculares,
que son análogos a los atómicos, y que presentan características similares.
Los enlaces covalentes de las moléculas se forman por solapamiento de orbitales atómicos, de manera que los
nuevos orbitales moleculares pertenecen a la molécula entera y no a un solo átomo. Durante la formación de un
enlace, los orbitales atómicos se acercan y comienzan a solaparse, liberando energía a medida que el electrón de
cada átomo es atraído por la carga positiva del núcleo del otro átomo.
Cuanto mayor sea el solapamiento, mayor será el desprendimiento de energía y, por lo tanto, menor será la
energía del orbital molecular. Si el proceso de aproximación de los átomos continúa, los núcleos atómicos
pueden llegar a repelerse mutuamente, lo que hace que la energía del sistema aumente. Esto significa que la
máxima estabilidad (mínima energía) se alcanza cuando los núcleos se encuentran a una distancia determinada
que se conoce como longitud de enlace.
Cada molécula tiene un grupo de orbitales moleculares, y se asume que la función de onda ψf del orbital
molecular está escrita como una simple suma entre los n orbitales atómicos constituyentes χi, de acuerdo a la
siguiente ecuación:
Los coeficientes cij pueden ser determinados numéricamente por sustitución de esta ecuación por la de
Schrödinger y la aplicación del principio variacional. Este método se llama combinación lineal de órbitas
atómicas y se utiliza en la química computacional.
El número de orbitales moleculares es igual al número de orbitales atómicos que se solapan.
El orbital molecular de menor energía se forma cuando se solapan dos orbitales atómicos que están en fase. Este
orbital contiene a los dos electrones y mantiene a los dos átomos unidos, por lo que se denomina orbital
molecular enlazante.
De forma análoga a las limitaciones en el caso de átomos, el principio de exclusión de Pauli limita a dos el
número de electrones que pueden ocupar un orbital molecular, lo que obliga a su apareamiento. La molécula de
H2 posee una energía menor que los dos átomos de H por separados porque los dos electrones ocupan el orbital
molecular enlazante y ambos contribuyen a una disminución de la energía del sistema. En definitiva, el enlace
en la molécula de hidrógeno puede ahora explicarse en función de la formación de dos orbitales moleculares a
partir de dos orbitales atómicos. De forma general, N orbitales atómicos pueden conducir a la formación de N
orbitales moleculares. Los electrones ocuparán los Orbitales moleculares siguiendo las mismas reglas que las
especificadas para las configuraciones electrónicas de los elementos.
FUENTE:
Teoría Del Orbital Molecular, http://www.worldlingo.com/ma/enwiki/es/Molecular_orbital_theory
Teoría orbital molecular, http://www.mitecnologico.com/Main/TeoriaDelOrbitalMolecular, 20110902