Tema 3_TOM_2022-1 (1) - Diego Chavez

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Tema 1II. Teoría de 
Orbital Molecular 
(TOM)
Chang 11 ed. Cap 10.3-10.7
Brown 12 ed. Cap 9.7-9.8
Moléculas diatómicas homo y heteronucleares
del segundo periodo
Diagramas de energía
Orden de enlace
Configuraciones electrónicas
Orbitales frontera
Propiedades magnéticas
Molecular Shape and Structure.
TheValence-Shell Electron-Pair
Repulsion (VSEPR) Model
Valence Bond Theory Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Electrostatic interactions between pairs of e-s.
Describe the distribution of e-s and molecular shape in terms of the
occupation of orbitals.
Covalent Bond formation
Lewis Model (Localized electron model).
Molecular Shape and Structure.
Teoría de Enlace de Valencia 
(TEV)
Teoría de Orbital Molecular 
(TOM)
Orbitales híbridos Orbitales moleculares
Orbitales Atómicos mismo átomo Orbitales Atómicos diferente átomo
Teoría del enlace de valencia
Considera los enlaces como localizados 
entre un par de átomos
Crea enlaces a partir de la superposición 
de orbitales atómicos(s, p, d…) 
y orbitales híbridos (sp, sp2, sp3…)
Forma enlaces σ o π
Predice la forma molecular en función 
del número de regiones de densidad 
electrónica
Necesita múltiples estructuras para 
describir la resonancia
Comparación de las teorías de enlace
Teoría orbital molecular
Considera electrones deslocalizados en 
toda la molécula
Combina orbitales atómicos para formar 
orbitales moleculares (σ, σ*, π, π*)
Crea interacciones de unión y antienlace 
en función de qué orbitales se llenan
Predice la disposición de los electrones 
en las moléculas
Energías relativas de los Orbitales Atómicos
Energías relativas de los Orbitales Atómicos
La energía potencial (en eV) de un orbital de valencia se representa en el eje Y y el 
número atómico se representa en el eje X.
Energías relativas de los Orbitales Atómicos
http://www.graylark.com/eve/orbital-energies-table.html
Función de onda (ψ)
Orbital atómico Orbital molecular
(CLOA)
Combinación lineal de orbitales atómicos
(CLOA)
e- CV
ORBITAL 
MOLECULAR
Simetría 
parecida
CLOA
# OA = # MO
Energía 
similar
OM menor 
energía 
OM mayor 
energía 
Regla de 
Hund
Principio de 
exclusión de 
Pauli
Principio de 
construcción
𝝍 = 𝝍𝑨 ± 𝝍𝑩
+
−
átomo átomo
molécula
OM Antienlazante
OM Enlazante
𝝈
𝝅
𝑺 > 𝟎 𝒐𝒓𝒃𝒊𝒕𝒂𝒍 𝒆𝒏𝒍𝒂𝒛𝒂𝒏𝒕𝒆
𝑺 < 𝟎 𝒐𝒓𝒃𝒊𝒕𝒂𝒍 𝒂𝒏𝒕𝒊𝒆𝒏𝒍𝒂𝒛𝒂𝒏𝒕𝒆
𝑺𝒐𝒍𝒂𝒑𝒂𝒎𝒊𝒆𝒏𝒕𝒐 𝑺
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
-
-
-
TOM
https://www.staff.ncl.ac.uk/bruce.tattershall/teaching/orbweb/orbital.html
𝝈
𝝅
𝝈
𝝈
𝝈∗
𝝅∗
𝝈∗
𝝈∗
𝑺 > 𝟎 𝒐𝒓𝒃𝒊𝒕𝒂𝒍 𝒆𝒏𝒍𝒂𝒛𝒂𝒏𝒕𝒆 𝑺 < 𝟎 𝒐𝒓𝒃𝒊𝒕𝒂𝒍 𝒂𝒏𝒕𝒊𝒆𝒏𝒍𝒂𝒛𝒂𝒏𝒕𝒆
𝑺 = 𝟎 𝒐𝒓𝒃𝒊𝒕𝒂𝒍 𝒏𝒐 𝒆𝒏𝒍𝒂𝒛𝒂𝒏𝒕𝒆
𝐿𝑜𝑠 𝑜𝑟𝑏𝑖𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑠𝑜𝑛 𝑜𝑟𝑡𝑜𝑔𝑜𝑛𝑎𝑙𝑒𝑠
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
DIAGRAMA DE ORBITAL
molécula
átomo
átomo
HOMONUCLEAR
átomo
átomo
molécula
HETERONUCLEAR
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Molécula de hidrógeno, H2.
An antibonding molecular orbital has higher energy and
lower stability than the atomic orbitals from which it was formed.
A bonding molecular orbital has lower energy and greater
stability than the atomic orbitals from which it was formed.
𝝍 = 𝝍𝑯𝟏𝒔 +𝝍𝑯𝟏𝒔
𝝍 = 𝝍𝑯𝟏𝒔 −𝝍𝑯𝟏𝒔
𝝈𝟏𝒔
∗ = 𝟏𝒔𝑯 − 𝟏𝒔𝑯
𝝈𝟏𝒔 = 𝟏𝒔𝑯 + 𝟏𝒔𝑯
1s1 1s1
As the names “bonding” and
“antibonding” suggest,
placing electrons in a bonding
molecular orbital yields a
stable covalent bond,
whereas placing electrons in an
antibonding molecular
orbital results in an unstable
bond.
Molécula de hidrógeno, H2.
Molécula de hidrógeno, H2.
H H
H2
Diagrama de Orbital Molecular (D.O.M.)
1H: 1s
1
1H: 1s
1
𝝈𝟏𝒔
∗ = 𝟏𝒔𝑯 − 𝟏𝒔𝑯
𝝈𝟏𝒔 = 𝟏𝒔𝑯 + 𝟏𝒔𝑯
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA) A B
Homonuclear Diatomic Molecules
coefficients cA and cB are not equal.
- In a nonpolar covalent bond, cA
2 = cB
2 and the electron pair is shared
equally between the two atoms.
- Equal electronegativity
𝝍 = 𝝍𝑨 ± 𝝍𝑩
𝝍 = 𝒄𝑨𝝍𝑨 ± 𝒄𝑩𝝍𝑩
Diagrama de Orbital Molecular (D.O.M.)
2He : 1s
2
2He : 1s
2 3Li : 1s
2 2s1
3Li : 1s
2 2s1 4Be : 1s
2 2s2 4Be : 1s
2 2s2
Configuración de la capa de valencia
He2
He He
E
2 2
Be BeBe2
E
2 2
22
Li LiLi2
E
2
1
2
1
xx
Moléculas He2, Li2, Be2, B2, C2, N2, O2 y F2
Diagrama de Orbital Molecular (D.O.M.)
2He : 1s
2
2He : 1s
2 3Li : 1s
2 2s1
3Li : 1s
2 2s1 4Be : 1s
2 2s2 4Be : 1s
2 2s2
Configuración de la capa de valencia
He2
He He
E
2 2
Be BeBe2
E
22
Li Li
Li2
E
1
1
Moléculas He2, Li2, Be2, B2, C2, N2, O2 y F2
Resumen
Configuraciones electrónicas de moléculas diatómicas.
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Moléculas diatómicas homonucleares de elementos del período 2
Primero construya todos los orbitales moleculares posibles a
partir de los orbitales atómicos de capa de valencia
disponibles. Luego acomode los electrones de valencia en los
orbitales moleculares utilizando el mismo procedimiento
utilizado en el principio de llenado de átomos.
Las configuraciones electrónicas en el estado fundamental de las moléculas
diatómicas se deducen formando orbitales moleculares a partir de todos los orbitales
atómicos de capa de valencia de los dos átomos y agregando los electrones de valencia
a los orbitales moleculares en orden de aumento de energía, de acuerdo con el
principio de llenado.
Moléculas He2, Li2, Be2, B2, C2, N2, O2 y F2
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
𝟐𝒔#𝟐𝒑#
6 OA = 6 OM
Orbitales p
π*px
πpx
π*py
πpy
pz
*pz
¿Cuál es más fuerte?
Orbitales atómicos s
2 OA = 2 OM
Configuración de la capa de valencia
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Diagrama de Orbital Molecular. Moléculas
diatómicas homonucleares del período 2
𝝈𝟐𝒔
∗ = 𝟐𝒔𝑨 − 𝟐𝒔𝑩
𝝈𝟐𝒔 = 𝟐𝒔𝑨 + 𝟐𝒔𝑩
𝝈𝟐𝒑𝒛 = 𝟐𝒑𝒛𝑨 + 𝟐𝒑𝒛𝑩
𝝈𝟐𝒑𝒛
∗ = 𝟐𝒑𝒛𝑨 − 𝟐𝒑𝒛𝑩
𝝅𝟐𝒑𝒚
∗ = 𝟐𝒑𝒚𝑨 − 𝟐𝒑𝒚𝑩
𝝅𝟐𝒑𝒚 = 𝟐𝒑𝒚𝑨 + 𝟐𝒑𝒚𝑩
𝝅𝟐𝒑𝒙
∗ = 𝟐𝒑𝒙𝑨 − 𝟐𝒑𝒙𝑩
𝝅𝟐𝒑𝒙 = 𝟐𝒑𝒙𝑨 + 𝟐𝒑𝒙𝑩
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Diagrama de Orbital Molecular. Moléculas diatómicas
homonucleares del período 2
Diagrama anterior
• Interacción s-s 
• Interacción p-p
También se puede presentar
• Interacción s-p Interacción cruzada o 
inversión
• Modifica el orden energético
de algunos orbitales
• Orbitales s 
• Orbitales p
Orbitales Moleculares σ
Átomo pequeños
Moléculas Li2, Be2, B2, C2 y N2
Moléculas O2 and F2
Moléculas livianas
Moléculas pesadas
Z < 8 (promedio)
Z ≥ 8 (promedio)
¿Cuándo usar?
Moléculas Li2, Be2, B2, C2 y N2 Moléculas O2 and F2
Moléculas livianas Moléculas pesadas
Z < 8 (promedio) Z ≥ 8 (promedio)
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Diagrama de Orbital Molecular. Moléculas diatómicas
homonucleares del período 2
Teoría de Orbital Molecular
Estabilidad
Propiedades 
moleculares
Reactividad
Magnéticas
Orden de enlace (Existencia de la molécula)
Orbitales Frontera
HOMO
Potencial de ionización
Especies deficiente en electrones
: orbital molecular más alto ocupado (highest
occupied molecular orbital)
: Diamagnética, Paramagnética
https://www.youtube.com/watch?v=PG2w8d4msM4
LUMO : orbital molecular más bajo desocupado
(lowest unoccupied molecular orbital)
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Moléculas diatómicas homonucleares de elementos
3) Orden de Enlace (O.E.)
4) Configuración Electrónica Molecular (C.E.M)
5) Orbitales Frontera (O.F.)
6) Propiedades Magnéticas (P.M.)
2) Diagrama de Orbital Molecular (D.O.M.)
Estrategia
Existencia o no
𝟐𝒔#𝟐𝒑#
𝟏𝒔#
Configuración de la capa de valencia
1) Configuración Electrónica Atómica (C.E.A.)
Análisis del tipo de diagrama (livianos o pesados)
Diamagnética (e- apareados)
Paramagnética (e- desapareados)
Iones: Se usa el diagrama de la especie neutra
HOMO: OrbitalMolecular más Alto Ocupado
LUMO: Orbital Molecular más Bajo Desocupado
H H
E
11
H2 He2He He
E
2
2
1H : 1s
1
1H : 1s
1
3) O.E.
4) C.E.M
5) O.F.
6) P.M.
2) D.O.M.
1) C.E.A. y Análisis
Si existe𝑂. 𝐸. =
2 − 0
2
= 𝟏
𝝈𝟏𝒔
𝟐
𝐻𝑂𝑀𝑂, 𝝈𝟏𝒔, 𝟐 𝒆
−
𝐿𝑈𝑀𝑂, 𝝈𝟏𝒔
∗ , 𝟎 𝒆−
Diamagnética
H2 = 1 + 1 = 2/2 = 1 
Diagrama de livianos 
𝐻𝑂𝑀𝑂
𝐿𝑈𝑀𝑂
2He : 1s
2
2He : 1s
2
He2 = 2 + 2 = 4/2 = 2 
Diagrama de livianos 
No existe𝑂. 𝐸. =
2 − 2
2
= 𝟎
¿COINCIDE?
SI
H H
E
11
H2
1H : 1s
1
1H : 1s
1
3) O.E.
4) C.E.M
5) O.F.
6) P.M.
2) D.O.M.
1) C.E.A. y Análisis
Si existe𝑂. 𝐸. =
1 − 0
2
= 𝟎. 𝟓
𝝈𝟏𝒔
𝟏
𝐻𝑂𝑀𝑂, 𝝈𝟏𝒔, 𝟏 𝒆
−
𝐿𝑈𝑀𝑂, 𝝈𝟏𝒔
∗ , 𝟎 𝒆−
Paramagnética 
H2 = 1 + 1 = 2/2 = 1 
Diagrama de livianos 
𝐻 → 𝐻+ + 𝑒−
H2
+
𝐻2 → 𝐻2
+ + 𝑒−
Iones: Se usa el diagrama de la especie neutra
H H+
E
11
H2
+
¿COINCIDE?
NO
¿Que especie requiere 
más energía para 
ionizarse?
Iones: Se usa el diagrama de la especie neutra
Molécula de helio, He2
+
2He : 1s
2
2He : 1s
2
H2 = 2 + 2 = 4/2 = 2 
Diagrama de livianos 
Si existe𝑂. 𝐸. =
2 − 1
2
= 𝟎. 𝟓
3) O.E.
4) C.E.M
5) O.F.
6) P.M.
2) D.O.M.
1) C.E.A. y Análisis
He2He He
+
E
2
2
𝑯𝒆𝟐 𝝈𝟏𝒔
𝟐 𝝈𝟏𝒔
∗𝟏
𝐻𝑂𝑀𝑂, 𝝈𝟏𝒔
∗ , 𝟏 𝒆− 𝐿𝑈𝑀𝑂, 𝝈𝟐𝒔, 𝟎 𝒆
−
Paramagnética
𝐻𝑒 → 𝐻𝑒+ + 𝑒−
𝐻𝑒2 → 𝐻𝑒2
+ + 𝑒−
He2He He
E
2
2
4) C.E.M
¿COINCIDE?
NO
3Li : [He] 2s
1
3Li : [He] 2s
1 4
Be : [He] 2s2 4Be : [He] 2s
2
Be BeBe2
E
22
Li LiLi2
E
1
1
3) O.E.
4) C.E.M
5) O.F.
6) P.M.
2) D.O.M.
1) C.E.A. y Análisis
Li2 = 3 + 3 = 6/2 = 3 
Diagrama de livianos 
Si existe𝑂. 𝐸. =
2 − 0
2
= 𝟏
𝑯𝒆𝟐 𝝈𝟐𝒔
𝟐
𝐻𝑂𝑀𝑂, 𝝈𝟐𝒔, 𝟐 𝒆
−
𝐿𝑈𝑀𝑂, 𝝈𝟐𝒔
∗ , 𝟎 𝒆−
Diamagnética
No existe𝑂. 𝐸. =
2 − 2
2
= 𝟎
Be2 = 4 + 4 = 8/2 = 4 
Diagrama de livianos 
¿COINCIDE?
SI
Tarea: Realizar el proceso visto en clases para B2, C2, N2, O2 y F2
3) O.E.
4) C.E.M
5) O.F.
6) P.M.
2) D.O.M.
1) C.E.A. y Análisis
¿COINCIDE?
Revisar
H2 https://www.chemtube3d.com/orbitalshydrogen/
N2 https://www.chemtube3d.com/orbitalsnitrogen/
F2 https://www.chemtube3d.com/orbitalsfluorine/
Moléculas Li2, Be2, B2, C2 y N2 Moléculas O2 and F2
Moléculas livianas Moléculas pesadas
Z < 8 (promedio) Z ≥ 8 (promedio)
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Moléculas Li2, Be2, B2, C2, N2, O2 y F2
Moléculas Li2, Be2, B2, C2, N2, O2 y F2
B2 = 5 + 5 = 10 / 2 = 5 → 
Diagrama de livianos, N2
5B : 1s
2 2s2 2p1 5B : 1s
2 2s2 2p1
3) O.E.
4) C.E.M
5) O.F.
6) P.M.
2) D.O.M.
1) C.E.A. y Análisis
Si existe𝑂. 𝐸. =
4 − 2
2
= 1
𝑯𝒆𝟐 𝝈𝟐𝒔
𝟐 𝝈𝟐𝒔
∗𝟐 𝝅𝟐𝒑𝒙
𝟏 𝝅𝟐𝒑𝒚
𝟏
𝐻𝑂𝑀𝑂, 𝝅𝟐𝒑𝒙𝒚 , 𝟐 𝒆
−
𝐿𝑈𝑀𝑂, 𝝈𝟐𝒑𝒛, 𝟎 𝒆
−
Paramagnética
B BB2
¿COINCIDE?
NO
N N2 N
Moléculas Li2, Be2, B2, C2, N2, O2 y F2
C2 = 6 + 6 = 12/2 = 6 
6C : 1s
2 2s2 2p2
6C : 1s
2 2s2 2p2
3) O.E. 4) C.E.M 5) O.F. 6) P.M.2) D.O.M.1) C.E.A. y Análisis
N2 = 7 + 7 = 14/2 = 7
Diagrama de livianos, N2
7N : 1s
2 2s2 2p3
7N : 1s
2 2s2 2p3
Si existe
𝑂. 𝐸. =
6 − 2
2
= 𝟐
Si existe
𝑂. 𝐸.=
8 − 2
2
= 𝟑
𝑯𝒆𝟐 𝝈𝟐𝒔
𝟐 𝝈𝟐𝒔
∗𝟐 𝝅𝟐𝒑𝒙𝒚
𝟒
𝑯𝒆𝟐 𝝈𝟐𝒔
𝟐 𝝈𝟐𝒔
∗𝟐 𝝅𝟐𝒑𝒙𝒚
𝟒 𝝈𝟐𝒑𝒛
𝟐
𝐻𝑂𝑀𝑂, 𝝅𝟐𝒑𝒙𝒚 , 𝟒 𝒆
−
𝐿𝑈𝑀𝑂,𝝈𝟐𝒑𝒛, 𝟎 𝒆
−
𝐻𝑂𝑀𝑂,𝝈𝟐𝒑𝒛, 𝟐 𝒆
−
𝐿𝑈𝑀𝑂, 𝝅𝟐𝒑𝒙𝒚
∗ , 𝟎 𝒆−
Diamagnética
Diamagnética
C C2 C 
¿COINCIDE?
NO
¿COINCIDE?
SI
Moléculas Li2, Be2, B2, C2, N2, O2 y F2
3) O.E. 4) C.E.M 5) O.F. 6) P.M.2) D.O.M.1) C.E.A. y Análisis
O2 = 8 + 8 = 16/2 = 8
8O : 1s
2 2s2 2p4
8O : 1s
2 2s2 2p4
9F : 1s
2 2s2 2p5
F2 = 9 + 9 = 18/2 = 9 
Diagrama de pesados, O2
9F : 1s
2 2s2 2p5 Si existe
𝑂. 𝐸.=
8 − 4
2
= 𝟐
Si existe
𝑂. 𝐸.=
8 − 6
2
= 𝟏
𝑯𝒆𝟐 𝝈𝟐𝒔
𝟐 𝝈𝟐𝒔
∗𝟐𝝈𝟐𝒑𝒛
𝟐 𝝅𝟐𝒑𝒙𝒚
𝟒 𝝅𝟐𝒑𝒙
∗𝟏 𝝅𝟐𝒑𝒚
∗𝟏
𝑯𝒆𝟐 𝝈𝟐𝒔
𝟐 𝝈𝟐𝒔
∗𝟐𝝈𝟐𝒑𝒛
𝟐 𝝅𝟐𝒑𝒙𝒚
𝟒 𝝅𝟐𝒑𝒙𝒚
∗ 𝟒
𝐻𝑂𝑀𝑂, 𝝅𝟐𝒑𝒙𝒚
∗ , 𝟐 𝒆−
𝐿𝑈𝑀𝑂,𝝈𝟐𝒑𝒛
∗ , 𝟎 𝒆−
𝐻𝑂𝑀𝑂,𝝅𝟐𝒑𝒙𝒚
∗ , 𝟒 𝒆−
𝐿𝑈𝑀𝑂, 𝝈𝟐𝒑𝒛
∗ , 𝟎 𝒆−
Paramagnética
Diamagnética
O O2 O F F2 F 
¿COINCIDE?
SI
¿COINCIDE?
SI
Homonuclear diatomic molecules of Period 2 elements
Properties of Diatomics
Molécula Li2 Be2 B2 C2 N2 O2 F2
Orden de enlace 1 0 1 2 3 2 1
Longitud de enlace (pm) 267 - 159 131 110 121 142
Energía de enlace (kJ) 104.6 - 288.7 627.6 941.4 498.7 156.9
Propiedades magnéticas Dia - Para Dia Dia Para Dia
LUMO
HOMO
HOMO
HOMO
LUMO
LUMO
LUMO
LUMO
LUMO
LUMO
HOMO
HOMO
HOMO
HOMO
Li2 Be2 B2 C2 N2 O2 F2
https://www.chemtube3d.com/orbitalsnitrogen/
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Diagrama de Orbital Molecular. Moléculas diatómicas
homonucleares del período 1
Iones: Se usa el diagrama de la especie neutra
H2 He2
A mayor carga nuclear (CN) menor estabilidad
A mayor orden de enlace mayor estabilidad 𝑯𝒆𝟐 < 𝑯𝟐
+ = 𝑯𝒆𝟐
+ < 𝑯𝟐
𝑯𝒆𝟐 < 𝑯𝒆𝟐
+ < 𝑯𝟐
+ < 𝑯𝟐
𝑯𝟐
+ → 𝑪𝑵 = 𝟐
𝑯𝒆𝟐
+ → 𝑪𝑵 = 𝟒
Aplicación de TOM_Tarea
8O : 1s
2 2s2 2p4
Ordene ascendentemente las siguientes especies O2, N2, O2
- , N2
2+ de acuerdo a la estabilidad
7N : 1s
2 2s2 2p3
Aplicación de TOM_Tarea_Respuesta
8O : 1s
2 2s2 2p4
Ordene ascendentemente las siguientes especies O2, N2, O2
- , N2
2+ de acuerdo a la estabilidad
7N : 1s
2 2s2 2p3
O2 N2 O2
- N2
2+
OE 2 3 1.5 2
𝑶𝟐
− < 𝑶𝟐 = 𝑵𝟐
𝟐+ < 𝑵𝟐
A mayor carga nuclear (CN) menor estabilidad
𝑶𝟐 → 𝑪𝑵 = 𝟏𝟔
𝑶𝟐
− < 𝑶𝟐 < 𝑵𝟐
𝟐+ < 𝑵𝟐
𝑵𝟐
𝟐+ → 𝑪𝑵 = 𝟏𝟒
A mayor orden de enlace mayor estabilidad
Heteronuclear Diatomic Molecules
To homonuclear diatomic molecules:
coefficients cA and cB are equal (homonuclear).
The relative values of cA
2 and cB
2 determine the type of bond:
• In a nonpolar covalent bond, cA
2=cB
2 and the electron pair is shared
equally between the two atoms.
• In a polar covalent bond, the atomic orbital belonging to the more
electronegative atom has the lower energy, and so it makes the larger contribution
to the lowest energy molecular orbital. Conversely, the contribution to the highest-
energy (most antibonding) orbital is greater for the higher-energy atomic orbital,
which belongs to the less electronegative atom.
• In an ionic bond, the coefficient belonging to one ion is nearly zero because the
other ion captures almost all the electron density.
coefficients cA and cB are not equal (heteronuclear).
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Moléculas Diatómicas Heteronucleares
Un diagrama de orbital molecular típico para una molécula 
diatómica heteronuclear AB.
Cuando los átomos están cerca uno del otro en una fila de la tabla periódica,
los MO tienen el mismo orden relativo de energías que los de las moléculas
diatómicas homonucleares.
Más electronegativo, 
menor energía y mayor 
contribución al OM 
enlazante
Menos electronegativo, mayor 
energía, mayor contribución al 
OM antienlazante
∆𝐸2
∆𝐸1
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Moléculas Diatómicas Heteronucleares Teoría de Orbital Molecular (TOM)
∆𝐸2
∆𝐸1
ΔE = 0, enlace muy fuerte; 
Enlace fuerte 0 < ΔE < 12eV, Enlace débil
ΔE > 12eV, sin interacción entre orbitales
Moléculas diatómicas heteronucleares del período 2
1) X2; C.E.A; analizar el Z
Sumar , Z 
promedio de e-
2) D.O.M
Diagrama de N2
Diagrama de O2
3) O.E
4) C.E.M
5) O.F
6) P.M
Moléculas livianas
Moléculas pesadas
<8
≥8
Si la molécula tiene N
σ = mezcla 2s-2p
Interacción cruzada o 
inversión
Se simboliza usando las líneas 
de contribución de los OA 
para la formación de los OM
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
, si mezcla s+p
Moléculas diatómicas heteronucleares del período 2
σ = mezcla 2s-2p
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Moléculas diatómicas heteronucleares del período 2
Convención 1 Convención 2Escritura delos OM
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Heteronuclear Diatomic Molecules
Los diagramas de niveles de energía de MO de moléculas diatómicas heteronucleares son
mucho más difíciles de predecir cualitativamente y tenemos que calcular cada uno
explícitamente porque los AO contribuyen de manera diferente a cada uno. Diagrama
estándar.
Moléculas NO, CO, OF
Moléculas livianas Moléculas pesadas
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Lewis structure
N NO O 
NO, monóxido de nitrógeno
8O : 1s
2 2s2 2p4
7N : 1s
2 2s2 2p3
NO = 7 + 8 = 15 / 2 = 7.5
Diagrama de livianos, N2
3) O.E. 4) C.E.M 5) O.F. 6) P.M.2) D.O.M.1) C.E.A. y Análisis
Si existe
𝑂. 𝐸.=
8 − 3
2
= 𝟐. 𝟓
𝐻𝑂𝑀𝑂,𝝅𝟐𝒑𝒙𝒚
∗ , 𝟏 𝒆−
𝐿𝑈𝑀𝑂,𝝈𝟐𝒑𝒛
∗ , 𝟎 𝒆−
𝐻𝑂𝑀𝑂, 𝟐𝝅∗ , 𝟏 𝒆−
𝐿𝑈𝑀𝑂, 𝟒𝝈∗ , 𝟎 𝒆−
Paramagnética
𝑯𝒆𝟐 𝝈𝟐𝒔
𝟐 𝝈𝟐𝒔
∗𝟐 𝝅𝟐𝒑𝒙𝒚
𝟒 𝝈𝟐𝒑𝒛
𝟐 𝝅𝟐𝒑𝒙
∗𝟏
𝟏𝝈 𝟐𝟐𝝈∗𝟐𝟏 𝝅 𝟒 𝟑𝝈𝟐 𝟐𝝅 ∗𝟏
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Si mezcla s+p
C CO O 
8O : 1s
2 2s2 2p4
CO = 6 + 8 = 14 / 2 = 7
Diagrama de livianos, N2
3) O.E. 4) C.E.M 5) O.F. 6) P.M.2) D.O.M.1) C.E.A. y Análisis
Si existe
𝑂. 𝐸.=
8 − 2
2
= 3
𝐻𝑂𝑀𝑂, 𝝈𝟐𝒑𝒛 , 𝟐 𝒆
−
𝐿𝑈𝑀𝑂,𝝅𝟐𝒑𝒙𝒚
∗ , 𝟎 𝒆−
𝐻𝑂𝑀𝑂, 𝟑𝝈 , 𝟐 𝒆−
𝐿𝑈𝑀𝑂, 𝟐𝝅∗ , 𝟎 𝒆−
Diamagnética
𝑯𝒆𝟐 𝝈𝟐𝒔
𝟐 𝝈𝟐𝒔
∗𝟐 𝝅𝟐𝒑𝒙𝒚
𝟒 𝝈𝟐𝒑𝒛
𝟐
𝟏𝝈 𝟐𝟐𝝈∗𝟐𝟏 𝝅 𝟒 𝟑𝝈𝟐
Lewis structure
6C : 1s
2 2s2 2p2
CO, monóxido de carbono
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Si mezcla s+p
Heteronuclear Diatomic Molecules
Iones: Se usa el diagrama de la especie neutra
Catión: Átomo menos electronegative pierde e-.
Anión: Átomo más electronegative gana e-.
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Heteronuclear Diatomic Molecules
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
3. HF molecule 𝑺 = 𝟎 𝒐𝒓𝒃𝒊𝒕𝒂𝒍 𝒏𝒐 𝒆𝒏𝒍𝒂𝒛𝒂𝒏𝒕𝒆
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
𝟏𝝈𝟐 𝟐𝝈𝟐 𝟏𝝅𝟒
✓ TOM predice que el oxígeno es paramagnético.
✓ TOM acomoda compuestos deficientes en electrones.
✓ TOM puede extenderse para tener en cuenta las estructuras y
propiedades de metales y semiconductores.
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
Los orbitales moleculares se construyen a partir de combinaciones lineales
de orbitales atómicos: cuando los orbitales atómicos interfieren
constructivamente, dan lugar a orbitales de enlace; cuando interfieren
destructivamente, dan lugar a orbitales antienlace. N orbitales atómicos se
combinan para dar N orbitales moleculares.
Teoría de Orbital Molecular (TOM)
ORBITAL 
MOLECULAR
Simetría 
parecida
# OA = # MO
Energía 
similar
OM menor 
energía 
OM mayor 
energía 
Regla de 
Hund
Principio de 
exclusión de 
Pauli
Principio de 
construcción
✓ TOM predice que el oxígeno es
paramagnético.
✓ TOM acomoda compuestos deficientes
en electrones.
✓ TOM puede extenderse para tener en
cuenta las estructuras y propiedades de
metales y semiconductores.
Tema 1II. Teoría de 
Orbital Molecular 
(TOM)
Chang 11 ed. Cap 10.3-10.7
Brown 12 ed. Cap 9.7-9.8
Poliatomic molecules
Poliatomic molecules