A diferencia de la teoría del enlace de valencia, basada en el concepto de orbitales localizados entre dos átomos, la teoría de orbitales moleculares considera que los electrones de enlace se encuentran en orbitales formados entre varios (2, 3, 4…) átomos de la molécula. Por ejemplo, en el benceno los 6 orbitales 2p de los 6 C pueden formar varios orbitales moleculares que unen al mismo tiempo a los 6 átomos de C. Un orbital molecular sería como uno atómico pero en vez de tener un solo núcleo acoge a varios (en el ejemplo citado del benceno los orbitales moleculares aludidos tendrían 6 núcleos).

1. Bases de
Estructura de la Materia
y Química
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2. 3. El enlace covalente
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3. 3.4. Teoría de orbitales moleculares
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4. Triplenlace.com
A diferencia de la teoría del enlace de
valencia, basada en el concepto de orbitales
localizados entre dos átomos, la teoría de
orbitales moleculares considera que los
electrones de enlace se encuentran en
orbitales formados entre varios (2, 3, 4…)
átomos de la molécula. Por ejemplo, en el
benceno los 6 orbitales 2p de los 6 C pueden
formar varios orbitales moleculares que
unen al mismo tiempo a los 6 átomos de C.
Un orbital molecular sería como uno
atómico pero en vez de tener un solo núcleo
acoge a varios (en el ejemplo citado del
benceno los orbitales moleculares aludidos
tendrían 6 núcleos). La imagen muestra uno
de esos seis orbitales (que es del tipo ; sus
dos fases se han dibujado en rojo y azul)

5. A B
1s 1s 1s
A B
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Para explicar la teoría, inicialmente
consideraremos solo ejemplos de
moléculas diatómicas A–B . A partir de sus
orbitales atómicos se pueden formar
orbitales moleculares. Por ejemplo, los
orbitales atómicos 1s de un átomo A con
los 1s de un átomo B podrían formar un
orbital molecular que llamaremos 1s

6. A B
1s 1s 1s
1s*(AB) = cA (1s)A + cB (1s)B
A B
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Matemáticamente, la función de onda de ese orbital
molecular, 1s*(AB), podría considerarse la combinación lineal
de las funciones de onda de los orbitales atómicos 1s de A y
B. Los coeficientes cA y cB se determinan por un método del
álgebra cuántica basado en el llamado principio variacional. El
objetivo es que se obtengan unos coeficientes tales el orbital
molecular tenga la energía más baja posible

7. A B
1s 1s 1s
1s*(AB) = cA (1s)A + cB (1s)B
A B
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(Nota: este método para encontrar la forma matemática de un orbital molecular se
denomina combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA). En vez de usar
orbitales atómicos, las combinaciones lineales se pueden hacer con funciones
matemáticas de otros tipos (“funciones de base”). Esta posibilidad explicar la gran
variedad de formas de aplicar la teoría de orbitales moleculares según los distintos
autores. No obstante, aquí usaremos solo orbitales atómicos)

8. A B
1s 1s 1s
1s*(AB) = cA (1s)A + cB (1s)B
A B
1s*(AB) = cA (1s)A – cB (1s)B
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El propio método, al aplicarlo, produce una segunda solución
en la que el coeficiente cB tiene signo negativo o, dicho de otra
forma, la combinación lineal es una resta en vez de una suma

9. A B
1s 1s 1s
1s*(AB) = cA (1s)A + cB (1s)B
A B
1s*
1s 1s
A B 1s*(AB) = cA (1s)A – cB (1s)B
A B
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Eso se interpreta suponiendo que el orbital 1s del átomo B tiene fase
opuesta (signo opuesto) a la del 1s del átomo A, y de ahí que ambos
orbitales atómicos se dibujen con colores diferentes. Un orbital
molecular de este tipo se llama antienlazante y se distingue con un
asterisco (*). En el orbital molecular antienlazante los orbitales atómicos
se “repelen”. Dicho de un modo más riguroso, se produce una
interferencia destructiva que reduce la densidad electrónica entre los
núcleos, creándose incluso un nodo (zona de densidad electrónica nula)

10. A B
1s 1s
2pz 2pz 2pz
1s*(AB) = cA (1s)A + cB (1s)B
A B
1s 1s
A B 1s*(AB) = cA (1s)A – cB (1s)B
A B B
A
A B
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También se pueden formar orbitales
moleculares  entre orbitales pz…
1s
1s*

11. A B
1s 1s
2pz 2pz 2pz
1s*(AB) = cA (1s)A + cB (1s)B
A B
1s 1s
A B 1s*(AB) = cA (1s)A – cB (1s)B
2pz
*(AB) = cA (2pz)A + cB (2pz)B
A B B
A
A B
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1s
1s*
cuya expresión
matemática sería esta

12. A B
1s 1s
2pz 2pz 2pz
1s*(AB) = cA (1s)A + cB (1s)B
A B
1s 1s
A B 1s*(AB) = cA (1s)A – cB (1s)B
2pz
*(AB) = cA (2pz)A + cB (2pz)B
2pz 2pz 2pz
*
A B
B
B
B
A
A
A
A B
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1s
1s*
así se formaría el
correspondiente orbital
molecular antienlazante

13. A B
1s 1s
2pz 2pz 2pz
1s*(AB) = cA (1s)A + cB (1s)B
A B
1s 1s
A B 1s*(AB) = cA (1s)A – cB (1s)B
2pz
*(AB) = cA (2pz)A + cB (2pz)B
2pz 2pz 2pz
*
2pz
*(AB) = cA (2pz)A – cB (2pz)B
A B
B
B
B
A
A
A
A B
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1s
1s*

14. A B
1s 1s
2pz 2pz 2pz
2py 2py 2py
1s*(AB) = cA (1s)A + cB (1s)B
A B
1s 1s
A B 1s*(AB) = cA (1s)A – cB (1s)B
2pz
*(AB) = cA (2pz)A + cB (2pz)B
2pz 2pz 2pz
*
2pz
*(AB) = cA (2pz)A – cB (2pz)B
A B
B
B B
B
B
A
A A
A
A
A B
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1s
1s*
Si los orbitales atómicos se
enfrentan lateralmente, el
orbital molecular tendría esta
forma aproximada. Es del tipo 

15. A B
1s 1s
2pz 2pz 2pz
2py 2py 2py
1s*(AB) = cA (1s)A + cB (1s)B
A B
1s 1s
A B 1s*(AB) = cA (1s)A – cB (1s)B
2pz
*(AB) = cA (2pz)A + cB (2pz)B
2pz 2pz 2pz
*
2pz
*(AB) = cA (2pz)A – cB (2pz)B
2py
*(AB) = cA (2py)A + cB (2py)B
A B
B
B B
B
B
A
A A
A
A
A B
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1s
1s*
Y esta expresión algebraica

16. A B
1s 1s
2pz 2pz 2pz
2py 2py 2py
1s*(AB) = cA (1s)A + cB (1s)B
A B
1s 1s
A B 1s*(AB) = cA (1s)A – cB (1s)B
2pz
*(AB) = cA (2pz)A + cB (2pz)B
2pz 2pz 2pz
*
2pz
*(AB) = cA (2pz)A – cB (2pz)B
2py
*(AB) = cA (2py)A + cB (2py)B
2py 2py 2py
*
A B
B
B
B B
B
B
B
A
A
A A
A
A
A
A B
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1s
1s*
En el correspondiente antienlazante, los
orbitales atómicos que lo forman se
“repelen” al enfrentarse fases opuestas

17. A B
1s 1s
2pz 2pz 2pz
2py 2py 2py
1s*(AB) = cA (1s)A + cB (1s)B
A B
1s 1s
A B 1s*(AB) = cA (1s)A – cB (1s)B
2pz
*(AB) = cA (2pz)A + cB (2pz)B
2pz 2pz 2pz
*
2pz
*(AB) = cA (2pz)A – cB (2pz)B
2py
*(AB) = cA (2py)A + cB (2py)B
2py 2py 2py
*
2py
*(AB) = cA (2py)A – cB (2py)B
A B
B
B
B B
B
B
B
A
A
A A
A
A
A
A B
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1s
1s*

18. Li2
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Teniendo en cuenta estas
consideraciones, veamos cómo
predice la teoría de orbitales
moleculares la formación de la
(posible) molécula Li2…

19. Li Li
Li2
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…entre dos átomos de Li
…entre dos átomos de Li

20. 1s
E Li Li
2s
2p
1s
2s
2p
Li2
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Primero se escriben
los niveles de
energía de los
átomos de litio

21. 1s
Li2
E Li Li
2s
2p
1s
2s
2p
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22. 1s
Li2
E Li Li
2s
2p
1s
2s
2p
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Como criterio general, los orbitales moleculares se forman entre orbitales atómicos
de igual o parecida energía (también influyen consideraciones de simetría de los
orbitales). En el caso de la molécula Li2, los cálculos teóricos predicen la formación de
orbitales moleculares  y * entre los orbitales 1s de los átomos de Li. (Siempre el
orbital antienlazante tiene más energía que el enlazante correspondiente)
1s
1s*

23. 1s
Li2
E Li Li
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
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Los cálculos también predicen la
formación de estos orbitales

24. 1s
Li2
E Li Li
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2pz 2py 2px
2px 2py 2pz
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En cuanto a los orbitales atómicos
p, los pz pueden formar orbitales
moleculares tipo  porque es
posible su solapamiento frontal
En cuanto a los orbitales atómicos
p, los pz pueden formar orbitales
moleculares tipo  porque es
posible su solapamiento frontal

25. 1s
Li2
E Li Li
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2pz
2pz
*
2pz 2py 2px
2px 2py 2pz
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Concretamente se forman dos
orbitales moleculares: el enlazante
y el correspondiente antienlazante

26. 1s
Li2
E Li Li
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2pz
2pz
*
2pz 2py 2px
2px 2py 2pz
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En cuanto a los cuatro
orbitales atómicos px y py …

27. 1s
Li2
E Li Li
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2pz
2pz
*
2px
, 2py
2px
*, 2py
*
2pz 2py 2px
2px 2py 2pz
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dan lugar a cuatro orbitales moleculares
, dos de ellos enlazantes (con la misma
energía uno y otro) y dos antienlazantes
(también con la misma energía entre sí).
(Dos orbitales con la misma energía se
dice que son degenerados).

28. 1s
Li2
E Li Li
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2pz
2pz
*
2px
, 2py
2px
*, 2py
*
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La escala de energía
de estos orbitales es
aproximada, pero el
orden relativo de
energías de estos
orbitales moleculares
es el correcto, según
se calcula
teóricamente y se
comprueba
experimentalmente

29. 1s
Li2
E Li Li
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2pz
2pz
*
2px
, 2py
2px
*, 2py
*
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Ahora, teniendo en cuenta la configuración electrónica del Li, se colocan
los electrones de ambos átomos de Li en los orbitales atómicos
correspondientes (siempre empezando por los de más baja energía)
1s2 2s1 1s2 2s1
Ahora, teniendo en cuenta la configuración electrónica del Li, se colocan
los electrones de ambos átomos de Li en los orbitales atómicos
correspondientes (siempre empezando por los de más baja energía)

30. 1s
Li2
E Li Li
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2pz
2pz
*
2px
, 2py
2px
*, 2py
*
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El siguiente paso es contar el número de
electrones totales existentes en los átomos
de Li (3 + 3 = 6) y colocarlos en los orbitales
moleculares empezando por el orbital de
más baja energía. Así se rellenan
completamente 3 orbitales moleculares

31. 1s
Li2
E Li Li
2s
2p
1s
2s
2p
1s2 2s1 1s2 2s1
1s
1s*
2s
2s*
2pz
2pz
*
2px
, 2py
2px
*, 2py
*
(1s)2 (1s*)2 (2s)2
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Por todo lo dicho, esta es la configuración
electrónica molecular de la molécula Li2

32. 1s
Li2
E Li Li
2s
2p
1s
2s
2p
1s2 2s1 1s2 2s1
1s
1s*
2s
2s*
2pz
2pz
*
2px
, 2py
2px
*, 2py
*
𝑂𝑒𝑛𝑙 =
𝑁𝑒𝑒 − 𝑁𝑒𝑎
2
(1s)2 (1s*)2 (2s)2
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En teoría de orbitales moleculares se define el
“orden de enlace” como la diferencia entre el
número de electrones colocados en orbitales
moleculares enlazantes y el número de electrones
colocados en orbitales antienlazantes dividida por
2. Si el orden es 1, el enlace entre átomos de Li es
simple; si el orden es 2, el enlace es doble, etc.

33. 1s
Li–Li
E Li Li
2s
2p
1s
2s
2p
1s2 2s1 1s2 2s1
1s
1s*
2s
2s*
2pz
2pz
*
2px
, 2py
2px
*, 2py
*
(1s)2 (1s*)2 (2s)2
𝑂𝑒𝑛𝑙 =
𝑁𝑒𝑒 − 𝑁𝑒𝑎
2
1
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En este caso es simple
En este caso es simple

34. Be2
E
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Veamos ahora si existe la molécula análoga
a Li2 que se formaría con átomos de Be, que
es el elemento que sigue al Li en la tabla
periódica en orden de número atómico (la
molécula Be2 existirá si su orden de enlace
es mayor que 0)

35. Be2
E Be Be
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
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(El orden relativo de los niveles
energéticos es el mismo que en
la molécula Li2, pero los valores
concretos de energía no)

36. Be2
E Be Be
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
1s2 2s2 1s2 2s2
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37. Be2
E Be Be
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
1s2 2s2 1s2 2s2
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38. Be2
E Be Be
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
1s2 2s2 1s2 2s2
(1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2
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39. Be2
E Be Be
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
1s2 2s2 1s2 2s2
(1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2
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𝑂𝑒𝑛𝑙 =
𝑁𝑒𝑒 − 𝑁𝑒𝑎
2

40. Be2
E Be Be
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
1s2 2s2 1s2 2s2
(1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2
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𝑂𝑒𝑛𝑙 =
𝑁𝑒𝑒 − 𝑁𝑒𝑎
2
0
No existe la molécula Be2 (o, si se
consigue crear de alguna manera,
su estabilidad será muy baja)

41. Be2
E Be Be
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
1s2 2s2 1s2 2s2
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Si observamos la posición
calculada de los niveles de
energía para esta molécula y en
especial los niveles dentro del
recuadro amarillo…

42. B2
E B B
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
1s2 2s2 2p1 1s2 2s2 2p1
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al compararlos con los niveles
de la molécula B2, formada
con átomos de B (elemento
que sigue al Be en la tabla
periódica) veremos que la
posición relativa de los niveles
cambia. En especial, la
separación entre el 2pz
y los
(2px
, 2py
) se hace algo menor

43. B2
E B B
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
1s2 2s2 2p1 1s2 2s2 2p1
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Se procede igual que con
las oras moléculas:
relleno de los orbitales
atómicos…
Se procede igual que con
las otras moléculas:
relleno de los orbitales
atómicos…

44. B2
E B B
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
1s2 2s2 2p1 1s2 2s2 2p1
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y de los orbitales moleculares
teniendo en cuenta la regla de
Hund: para dos orbitales de la
misma energía, los electrones
se colocan lo más
desapareados que sea posible

45. B–B
E B B
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
(1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2 (2px
)1 (2py
)1
𝑂𝑒𝑛𝑙 =
𝑁𝑒𝑒 − 𝑁𝑒𝑎
2
1
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46. C2
E C C
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
Triplenlace.com
Consideraremos ahora la
posible formación de C2 (el C
sigue al B en la tabla periódica)
Nótese, antes de nada, que los
niveles de 2pz
y (2px
, 2py
) se
siguen acercando

47. C2
E C C
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
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1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p2

48. C = C
E C C
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
(1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2 (2px
)2 (2py
)2
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𝑂𝑒𝑛𝑙 =
𝑁𝑒𝑒 − 𝑁𝑒𝑎
2
2 La teoría de orbitales
moleculares predice la
existencia de C2 con
un doble enlace entre
los dos C

49. N2
E N N
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
Triplenlace.com
1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p3
Vamos ahora con el N, que sigue al C en la
tabla periódica. Así se forma la molécula N2

50. E N N
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
(1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2 (2px
)2 (2py
)2 ( 2pz
)2
Triplenlace.com
N2

51. N  N
E N N
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
(1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2 (2px
)2 (2py
)2 ( 2pz
)2
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𝑂𝑒𝑛𝑙 =
𝑁𝑒𝑒 − 𝑁𝑒𝑎
2
3

52. N  N
E N N
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
(1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2 (2px
)2 (2py
)2 ( 2pz
)2
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Nótese que en esta molécula los
niveles de 2pz
y (2px
, 2py
) ya
están muy próximos

53. O2
E O O
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
Triplenlace.com
Pues bien, en la siguiente
molécula (O2) la posición de
estos niveles se invierte, efecto
que se conoce
experimentalmente y se puede
predecir teóricamente
mediante cálculos
mecanocuánticos

54. O2
E O O
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
Triplenlace.com
1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p3

55. O2
E O O
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
Triplenlace.com
1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p3
Al rellenar los orbitales
moleculares se comprueba
que la molécula de O2 tiene
dos electrones desapareados.
Eso supone que el O2 debería
ser paramagnético (atraído
por un imán) y, de hecho,
experimentalmente es así.
Esta predicción, que no la hace
la teoría de electrones de
valencia, fue uno de los
mayores éxitos iniciales de la
teoría de orbitales
moleculares

56. O = O
E O O
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
(1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2 (2pz
)2 (2px
)2 (2py
)2 (2px
*)1 (2py
*)1
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𝑂𝑒𝑛𝑙 =
𝑁𝑒𝑒 − 𝑁𝑒𝑎
2
2

57. F – F
E F F
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
(1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2 (2pz
)2 (2px
)2 (2py
)2 (2px
*)2 (2py
*)2
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𝑂𝑒𝑛𝑙 =
𝑁𝑒𝑒 − 𝑁𝑒𝑎
2
1
Esta es la predicción
para la molécula F2

58. F – F
E F F
Triplenlace.com
Se muestra la forma espacial de los
orbitales moleculares según
cálculos teóricos mecanocuánticos.
Los orbitales 1s y 1s*
prácticamente no contribuyen al
enlace no solo porque sus efectos
se cancelan entre sí, sino porque
son muy pequeños (ocupan una
región muy pequeña en el espacio
alrededor del núcleo) y no alcanzan
a solaparse
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*

59. F – F
E F F
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1s
1s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
2s
2s*
Sin embargo, los
orbitales 2s y 2s*
sí intervienen
plenamente en el
enlace y todos los
demás que veremos

60. F – F
E F F
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1s
1s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
2s
2s*

61. F – F
E F F
Triplenlace.com
1s
1s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
2s
2s*

62. HF
E H F
Triplenlace.com
Consideremos ahora la formación de una molécula entre átomos
diferentes, como HF. Según predice la teoría, los orbitales
moleculares de esta molécula solo se podrán formar entre orbitales
atómicos del H y el F que tengan energía no muy diferente (además
de que cumplan ciertos requerimientos de simetría)

63. HF
E H F
1s
2s
2p
1s
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64. HF
E H F
1s
2s
2p
2s
1s
1s
2px, 2py
Triplenlace.com
Según se predice y
confirman los
experimentos, estos
orbitales atómico del
átomo de F se
quedan en la
molécula HF tal como
están. No son
orbitales moleculares
enlazantes ni
antienlazantes. Se
llaman orbitales de
no enlace

65. HF
E H F
1s
2s
2p
2s
1s
1s
*

2px, 2py
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La interacción
del orbital 1s del
H se produce
con el orbital
2pz del F, según
se la calculado

66. HF
E H F
1s
2s
2p
2s
1s
1s
*

2px, 2py
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Solo queda
rellenar los
orbitales
moleculares con
los 10 electrones
del H y el F

67. HF
E H F
1s
2s
2p
2px, 2py
2s
1s
1s

(1s)2 (2s)2 ()2 (2px)2 (2py)2
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68. H – F
E H F
1s
2s
2p
2px, 2py
2s
1s
1s

(1s)2 (2s)2 ()2 (2px)2 (2py)2
𝑂𝑒𝑛𝑙 =
𝑁𝑒𝑒 − 𝑁𝑒𝑎
2
1
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Para calcular el
orden de enlace
solo se cuentan
los electrones
situados en
orbitales
enlazantes o
antienlazantes, no
en los de no
enlace

69. NO
E N
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
O
1s
2s
2p
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70. NO
E N O
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Si queremos aplicar la teoría a esta molécula, surge una duda: ¿qué
esquema de niveles de energía se debe emplear: el del N o el del O?
(Recuérdese que sus esquemas de niveles son distintos, como se vio
anteriormente al tratar las moléculas N2 y O2). Depende de los
autores. Usaremos el criterio de que la molécula sigue el esquema del
N (si fuera el del O, la predicción del orden de enlace sería la misma)

71. NO
E N
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
O
1s
2s
2p
Triplenlace.com
(1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2 (2px
)2 (2py
)2 (2pz
)2 (2px
*)1
𝑂𝑒𝑛𝑙 =
𝑁𝑒𝑒 − 𝑁𝑒𝑎
2
2,5

72. N O
E N
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
O
1s
2s
2p
(1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2 (2px
)2 (2py
)2 (2pz
)2 (2px
*)1
𝑂𝑒𝑛𝑙 =
𝑁𝑒𝑒 − 𝑁𝑒𝑎
2
2,5
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Un orden de enlace 2,5 se puede
simbolizar escribiendo uno de los
enlaces con línea discontinua

73. E N
1s
2s
2p
1s
1s*
2s
2s*
2px
, 2py
2pz
2px
*, 2py
*
2pz
*
O
1s
2s
2p
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N O
Estos son los dibujos aproximados
de los orbitales (la forma de los
orbitales p, alargados como “8”,
está exagerada)

74. CO2
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Hasta ahora solo hemos visto ejemplos de moléculas
diatómicas, pero la teoría se puede aplicar a moléculas de
más átomos, si bien con el aumento del número de átomos
los cálculos se irán complicando extraordinariamente

75. CO2
C O O
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Escribiremos a la izquierda la configuración del átomo
de C y a la derecha las de los dos átomos de O

76. CO2
E C O
2s
2s
2p 2p
2s
O
2p
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77. E C O
2s
2s


2p
*
*
2p 2p
2s
O
*

2p

*
Fuente: Miessler
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Según predicen los cálculos, uno de
los orbitales 2p de cada átomo de O
no forma orbital molecular. Es decir,
queda como orbital de no enlace
Nota: Se ha omitido cómo se forman
los orbitales moleculares a partir de
los atómicos porque es complejo.
También se han simplificado los
nombres de los orbitales moleculares
CO2

78. O = C = O
E C O
2s
2s


2p
*
*
2p 2p
2s
O
*

2p

*
Fuente: Miessler
𝑂𝑒𝑛𝑙 =
𝑁𝑒𝑒 − 𝑁𝑒𝑎
2
4
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El orden de enlace es 4, lo que
significa en este caso 2 + 2
(para calcularlo solo se deben
tener en cuenta los orbitales
enlazantes y antienlazantes)

79. E C O


*
*
O
*


Fuente: Miessler
2p
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*
Se muestra cómo se
combinan los orbitales
atómicos de C, O y O
Las líneas
discontinuas
muestran la
posición que
debería tener el
átomo de C.
Nótese que en
algunos orbitales
moleculares el C
no contribuye con
orbitales atómicos
O = C = O

80. Metal Na
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La teoría de orbitales moleculares se
puede aplicar también a sólidos,
como un trozo de metal de sodio

81. Metal Na
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La configuración electrónica de un
átomo de Na aislado sería esta
Na
…
E
2s
2p
3s
3p
3d
4s
1s

82. Na Na
Na Na Na
Na
… …
Metal Na
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Pero en este caso se trata de
una red cristalina formada por
muchos átomos
Pero un trozo de metal Na es
una red cristalina formada por
muchos átomos

83. Na Na
Na Na Na
Na
… …
Metal Na
E
2s
2p
3s
3p
3d
4s
1s
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Cada átomo de Na
aportará electrones
a orbitales
moleculares

84. Na Na
Na Na Na
Na
… …
Metal Na
E
2s
3s
3p
3d
4s
1s
Banda de
valencia
Triplenlace.com
2p
Pero como contribuyen
muchos orbitales atómicos
se formarán muchos
orbitales moleculares. Sus
energías estarán muy
próximas. Se pueden formar
grupos de orbitales
moleculares de energía muy
próximas llamados bandas.
La banda más alta que
contiene electrones se llama
banda de valencia

85. Mg Mg
Mg Mg Mg
Mg
… …
Metal Mg
E
2s
3s
3p
3d
4s
1s
Banda de
valencia
Triplenlace.com
A diferencia del Na, que
tiene su banda de
valencia semillena, el
Mg la tiene llena
2p
Veamos ahora la
situación en el Mg

86. Mg Mg
Mg Mg Mg
Mg
… …
Metal Mg
E
2s
3s
3p
3d
4s
1s
Banda de
valencia
Banda de
conducción
Triplenlace.com
2p
Un metal es conductor
si su banda de valencia
no está llena (como en
el Na) o si, estando
llena, la banda siguiente
vacía está solapada con
la banda de valencia (o
muy próxima en
energía), como en el
Mg. Eso permite que los
electrones “salten” a
esa banda, que se llama
de conducción, cuando
se aplica un potencial
eléctrico

87. E
Banda de
valencia
Semiconductor
Banda de
conducción
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En algunos elementos la
banda de conducción y la
de valencia están algo
separadas. Se les llama
semiconductores

88. E
Banda de
valencia
Aislante
Banda de
conducción
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En otros elementos la
separación es muy
grande. Son aislantes