En química, traslape -también llamado solapamiento- describe la interacción espacial entre orbitales atómicos de distintos átomos. Cuando dos orbitales se aproximan y sus regiones de probabilidad electrónica se superponen, pueden formar un orbital molecular y, en determinadas condiciones, un enlace químico.
La fusión de dos orbitales atómicos en un orbital molecular forma un enlace covalente. Las moléculas se forman debido a diferentes enlaces entre átomos y es el enlace más sencillo aquel formado por el intercambio de dos electrones ya sea que los comparta uno de los átomos o en el mejor de los casos un electrón de cada átomo.
Qué son los orbitales atómicos
La materia se compone fundamentalmente de átomos que no son indivisos ya que lo conforman protones, neutrones y electrones. Alrededor del núcleo hay un enjambre de electrones que se mueven a altas velocidades, sobre todo si se trata de átomos de un elemento de tamaño medio o de un elemento pesado.
De manera sorpresiva, los electrones se ubican alrededor del núcleo de manera ordenada y sistemática en capas, subcapas y orbitales. La subcapa s, que es la inicial de cada capa electrónica, encapsula dos electrones y presenta un orbital. Respecto a los orbitales d, hay cinco diferentes. Los orbitales 4f presentan cuatro patrones nodales que se despliegan en siete maneras diferentes.
La forma de los orbitales solo son regiones de alta probabilidad donde pueden localizarse los electrones alrededor del núcleo. Los electrones no cruzan de un lóbulo a otro pasando por el nodo, que es el núcleo del átomo, eso no es posible.
Un orbital puede representarse mediante lóbulos, regiones o patrones espaciales. Un cuarto orbital, 3dx2-y2, también está formado por un par de mancuernillas situadas, una a lo largo del eje x y la otra perpendicular a lo largo del eje y. Un quinto orbital definido como 3dz2, formado por dos lóbulos o una mancuernilla situada a lo largo del eje z y una dona situada en el plano x-y.
El tercer patrón tiene también dos orbitales diferentes que son muy similares al orbital 3dz2 solo que estos están partidos a la mitad y las mitades resultantes se encuentran un poco separadas, uno de ellos está partido a lo largo del eje y, el otro orbital se encuentra partido a lo largo del eje x.
Cómo se produce el traslape orbital
El traslape ocurre cuando dos orbitales atómicos se orientan de manera adecuada y sus regiones de mayor probabilidad electrónica coinciden parcialmente. Esta coincidencia permite que los electrones ocupen una región común entre los núcleos de los átomos.
En un enlace molecular los electrones no están fijos, sino que la inquietud que los caracteriza los hace moverse por todos los espacios disponibles, pero siempre hay al menos dos electrones que llenan el hueco o el espacio entre esos átomos.
Por otro lado, puede estar presente un solo electrón en un orbital semilleno, y en este caso hay un espacio disponible que puede albergar un electrón solitario del orbital de otro átomo para formar un enlace molecular.
El traslape no significa que los electrones recorran una trayectoria rígida entre los átomos ni que los orbitales sean objetos sólidos. La forma de los orbitales solo son regiones de alta probabilidad donde pueden localizarse los electrones alrededor del núcleo.
Interferencia constructiva y destructiva
Cuando dos orbitales se combinan, la interacción puede producir una combinación enlazante o una combinación anti-enlazante. Resumiendo, se puede argumentar que un orbital molecular tipo σ es enlazante cuando se forma por la interferencia constructiva y el orbital molecular anti-enlazante a través de la interferencia destructiva.
La interferencia constructiva aumenta la densidad electrónica en la región situada entre los núcleos. Esa concentración favorece la atracción entre los electrones y ambos núcleos, por lo que contribuye a estabilizar la molécula.
La interferencia destructiva reduce la densidad electrónica entre los núcleos y puede generar una región nodal. En consecuencia, el orbital molecular anti-enlazante tiene una interacción menos favorable para mantener unidos los átomos.
Cuando dos átomos aportan un orbital completo cada uno y así lo mantienen, como en el caso más simple aquel que forma la molécula diatómica elemental del helio, se forma un orbital molecular anti-enlazante.
Traslape frontal y enlace sigma
El enlace sigma, representado por la letra griega σ, se forma cuando los orbitales se traslapan frontalmente a lo largo del eje que une los núcleos. La interacción de un orbital s con un orbital p puede dar el mismo tipo de orbital molecular sigma (σ).
La interacción de un orbital s con un orbital p puede dar el mismo tipo de orbital molecular σ. En este tipo de enlace, la densidad electrónica se concentra principalmente alrededor del eje internuclear.
El enlace sencillo además de vibrar posibilita la rotación de las partes de la molécula antes y después del enlace. Debemos señalar que son los átomos en los extremos del enlace los que rotan.
Traslape lateral y enlace pi
Cuando se unen dos orbitales p de átomos diferentes por solapamiento lateral se forma un orbital molecular o enlace π (pi). Y solo se pueden traslapar orbitales p cuando ambos son del tipo py o los dos son orbitales pz.
En química, los enlaces pi (enlaces π) son enlaces químicos covalentes donde dos lóbulos de un orbital electrónico se traslapan con dos lóbulos del otro orbital electrónico involucrado. Sólo uno de los planos nodales de los orbitales pasa a través de los núcleos involucrados.
La letra griega π en su nombre se refiere a los orbitales p, dado que la simetría de los orbitales de los enlaces pi es la misma de la de los orbitales p. Generalmente, los orbitales p están involucrados en este tipo de enlace.
Los enlaces pi resultan del traslape de orbitales atómicos que tienen dos áres de traslape. Los enlaces pi son más difusos que los enlaces sigma. Los electrones en los enlaces pi son referidos algunas veces como electrones pi.
Los enlaces pi son generalmente más débiles que los enlaces sigma, porque su densidad electrónica negativamente cargada está más lejos de la carga positiva del núcleo atómico, lo que requiere más energía.
Aunque los enlaces pi por sí mismos son más débiles que un enlace sigma, los enlaces pi son componentes frecuentes de los enlaces múltiples, junto con los enlaces sigma. La combinación de enlace pi y enlace sigma es más fuerte que cualquiera de los enlaces por sí solo.
Relación entre traslape y multiplicidad del enlace
Los enlaces dobles y triples son más fuertes y cortos que aquellos sencillos ya que se forman con la combinación de cuatro y seis electrones, respectivamente. Este número de electrones, de acuerdo con el tipo de enlace, fluyen entre 2 átomos los cuales pueden ser del mismo elemento.
El aumento de la fuerza de un enlace múltiple comparado con un enlace simple (enlace sigma) está indicado de varias formas, pero la más evidente es la contracción de la longitud de enlace.
Además del enlace sigma, un par de átomos conectados por un enlace doble, enlace triple, enlace cuádruple o enlace quíntuple pueden tener uno, dos, dos o dos enlaces pi, respectivamente.
| Tipo de enlace | Electrones combinados | Enlaces pi adicionales |
|---|---|---|
| Enlace sencillo | Dos electrones | Ninguno |
| Enlace doble | Cuatro electrones | Uno |
| Enlace triple | Seis electrones | Dos |
| Enlace cuádruple | No especificado | Dos |
| Enlace quíntuple | No especificado | Dos |
En algunos casos de enlaces múltiples entre dos átomos, no hay enlaces sigma del todo, sólo enlaces pi. Tales casos incluyen, por ejemplo, el hexacarbonildihierro (Fe2(CO)6), dicarbono (C2) y el borano B2H2.
Traslape, excitación e hibridación
Cuando el átomo se excita los orbitales atómicos se mezclan para formar nuevos orbitales donde al menos un electrón salta de un orbital lleno a otro más energético y disponible.
En este estado final hay tres electrones desapareados y cada uno de ellos puede aparearse con un electrón de otro átomo, como en la formación de la molécula de tri-fluoruro de boro, BF3.
En esta molécula inorgánica, el flúor, 9F cuya configuración electrónica 1s2 2s2 2p5, presenta en el orbital 2pz un electrón desapareado, o sea, una vacancia electrónica o un espacio energético disponible.
Cuando el átomo se excita, la redistribución electrónica puede producir orbitales con orientaciones más apropiadas para el traslape. La capacidad de los orbitales para interactuar depende de su energía, su forma, su orientación y la distancia entre los núcleos.
A mayor valor en el orden, mayor es la energía y la fuerza del enlace y menor su longitud.
Ejemplo: formación de orbitales moleculares en el formaldehído
Un ejemplo interesante de la formación de orbitales moleculares lo tenemos en la molécula orgánica del formaldehído cuya fórmula condensada es; CH2O y es aquella molécula formada por un átomo de carbono (6C), dos átomos de hidrógeno (1H) y un átomo de oxígeno (8O).
i) Dos orbitales sigma enlazantes formados con dos orbitales atómicos 2s del hidrógeno y otros dos orbitales atómicos del carbono, uno 2s y otro 2px ambos híbridos.
En el orbital anti-enlazante 2π* los electrones están “unidos” aunque no tengan un traslape debido a su repulsión electrónica y magnética.
Ejemplo: traslape en el etileno
Un ejemplo adicional de la formación de orbitales moleculares lo tenemos en el etileno cuya formula condensada es; C2H4 formado por dos átomos de carbono (6C) y cuatro átomos de hidrógeno (1H).
En el etileno, los orbitales que participan en los enlaces múltiples permiten combinar una interacción sigma con una interacción pi. El traslape lateral de orbitales p contribuye a la formación del enlace π y limita la rotación libre alrededor del enlace múltiple.
Traslape y deslocalización electrónica
En el benceno cuya fórmula química es C6H6, es una molécula cíclica con tres enlaces dobles alternados y tres enlaces sencillos, los electrones están deslocalizados y circulan por toda la molécula que puede representar una dona rellena de núcleos de carbono y cubierta de electrones.
Este comportamiento característico en moléculas orgánicas que contienen básicamente carbono se debe a que los átomos son del mismo elemento, y así, su avaricia por los electrones es la misma.
La dona molecular la forman el enjambre de los 36 electrones del anillo de carbonos más los seis electrones de los hidrógenos y su relleno es el conjunto de núcleos de los átomos de carbono.
Traslape y propiedades magnéticas
La rotación del electrón genera un pequeño campo magnético que puede ser positivo o negativo dependiendo de la dirección en que gira. De tal manera que, si colocamos varios átomos de un algún elemento entre los polos de un imán potente, varios átomos se desviarán hacia uno de los polos del imán y otro grupo de átomos se desviarán hacia el polo contrario.
Si los electrones giran sobre su eje y tienen su propia rotación o espín, pueden presentar un número cuántico magnético m de signo contrario ya sea que giren en un sentido o en otro.
La resonancia paramagnética del electrón (RPE), se basa en aquellos átomos, moléculas o fragmentos moleculares que tienen un número impar de electrones y exhiben propiedades magnéticas [8]. Estas propiedades se originan ya sea de efectos orbitales o de la acción giratoria, o de ambas condiciones, de los electrones impares alrededor del núcleo.
Hallar ENLACES SIGMA Y PI *VIDEO CORTO*
Importancia del traslape en química
El traslape orbital permite explicar cómo se forman los enlaces covalentes, por qué algunos enlaces son más fuertes que otros y cómo se distribuyen los electrones en una molécula.
También ayuda a comprender la diferencia entre enlaces sigma y pi, la formación de enlaces múltiples, la estabilidad molecular, la geometría de las moléculas, la deslocalización electrónica y determinadas propiedades magnéticas.
Esto significa que los átomos nunca están en reposo y los electrones por su posición, son las partículas más inquietas, las que forman nuevos enlaces y deshacen otros en las moléculas.