Orbital MolecularEn qumica cuntica, los orbitales moleculares son los orbitales (funciones matemticas) que describen el comportamiento ondulatorio que pueden tener los electrones en las molculas. Estas funciones pueden usarse para calcular propiedades qumicas y fsicas tales como la probabilidad de encontrar un electrn en una regin del espacio. El trmino orbital fue utilizado por primera vez en ingls por Robert S. Mulliken en 1925 como una traduccin de la palabra alemana utilizada por Erwin Schrdinger,'Eigenfunktion'. Desde entonces se considera un sinnimo a la regin del espacio generada con dicha funcin. Los orbitales moleculares se construyen habitualmente por combinacin lineal de orbitales atmicos centrados en cada tomo de la molcula. Utilizando mtodos de clculo de la estructura electrnica, como por ejemplo, el mtodo de Hartree-Fock se pueden obtener de forma cuantitativa.Teora de los orbitales molecularesEn qumica, la Teora de los Orbitales Moleculares (OM), es un mtodo para determinar el enlace qumico en la que los electrones no estn asignados a enlaces individuales entre tomos, sino que se toman con un movimiento que est bajo la influencia de los ncleos de toda la molcula.1 En esta teora, cada molcula tiene un grupo de orbitales moleculares, y se asume que la funcin de onda f del orbital molecular est escrita como una simple suma entre los n orbitales atmicos constituyentes i, de acuerdo a la siguiente ecuacin:1

Los coeficientes cij pueden ser determinados numricamente por sustitucin de esta ecuacin por la de Schrdinger y la aplicacin del principio variacional. Este mtodo se llama combinacin lineal de rbitas atmicas y se utiliza en la qumica computacional. Una transformacin unitaria adicional puede ser aplicada en el sistema para acelerar la convergencia en algunos combinaciones computacionales. La teora de los orbitales moleculares ha sido vista como competidor de la Teora del Enlace de Valencia en los aos 30', pero se descubri despus que los dos mtodos estn ntimamente relacionados y que cuando son extendidos son equivalentes.Enlace covalente coordinado o dativo

Este enlace tiene lugar entre tomos distintos. Enlace covalente coordinado o dativo entre dos tomos es el enlace en el que cada par de electrones compartido por dos tomos es aportado por uno de los tomos. El tomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor. El enlace coordinado se representa por medio de una flecha () que parte del tomo que aporta los dos electrones y se dirige hacia el que no aporta ninguno. Un ejemplo de enlace coordinado lo tenemos cuando se forma el catin amonio, NH 4, a partir del amoniaco, NH3, y del ion de hidrgeno, H+. En la reaccin anterior, el amoniaco se une con un protn H+ para formar el ion amonio, NH4 . El amoniaco aporta un par de electrones que son compartidos por el ion H+, el cual adquiere de esta forma la configuracin estable del gas noble He.

Enlace Sigma ()En qumica, el enlace sigma (enlace ) es el tipo ms fuerte de enlace qumico covalente, a pesar de que el enlace pi tiene doble enlace. El orbital sigma se define ms claro para molculas diatmicas usando el lenguaje y las herramientas de la simetra de grupos. En esta aproximacin formal, un enlace es simtrico con respecto a la rotacin alrededor del eje del enlace. Por esta definicin, las formas comunes de enlace son s+s, pz+pz, s+pz, y dz2+dz2 (donde z est definido como el eje del enlace). La teora cuntica tambin indica que los orbitales moleculares de simetra idntica realmente se mezclan. Una consecuencia prctica de esta mezcla de molculas diatmicas (equivalente a la hibridacin de la Teora del enlace de valencia), es que las funciones de onda de los orbitales moleculares s+s y pz+pz estn mezclados. El alcance de esta mezcla de orbitales depende de las energas relativas de los orbitales moleculares de similar simetra.

Para molculas homodiatmicas, los orbitales enlazantes no tienen planos nodales entre los tomos enlazantes. El orbital anti u orbital * correspondiente est definido por la presencia de un plano nodal entre estos dos tomos enlazados.Dado que los enlaces sigma son el tipo ms fuerte de enlace covalente, los electrones en estos enlaces son denominados algunas veces como electrones sigma.El smbolo es la letra griega para s. Esto se debe a la similitud en forma de un enlace enlazante con el orbital atmicos.

Enlace ()En qumica, los enlaces pi (enlaces ) son enlaces qumicos covalentes donde dos lbulos de un orbital involucrado en el enlace solapan con dos lbulos del otro orbital involucrado. Estos orbitales comparten un plano nodal que pasa a travs de los ncleos involucrados.

Dos orbitales p formando un orbital .La letra griega en su nombre se refiere a los orbitales p, dado que la simetra de los orbitales de los enlaces pi es la misma de la de los orbitales p. Generalmente, los orbitales p estn involucrados en este tipo de enlace. Se asume que los orbitales d tambin participan en el enlace pi, pero esto no es necesariamente el caso en la realidad, aunque el concepto de enlace por medio de orbitales d explica bien la hipervalencia.Los enlaces pi son generalmente ms dbiles que los enlaces sigma, porque su densidad electrnica negativamente cargada est ms lejos de la carga positiva del ncleo atmico, lo que requiere ms energa. Desde la perspectiva de la mecnica cuntica, la debilidad del enlace se explica por el traslape significativamente menor entre los componentes de los orbitales p, debido a la orientacin paralela. Aunque los enlaces pi por s mismos son ms dbiles que un enlace sigma, los enlaces pi son componentes frecuentes de los enlaces mltiples, junto con los enlaces sigma. La combinacin de enlace pi y enlace sigma es ms fuerte que cualquiera de los enlaces por s solo. El aumento de la fuerza de un enlace mltiple comparado con un enlace simple (enlace sigma) est indicado de varias formas, pero la ms evidente es la contraccin de la longitud de enlace. Por ejemplo, en qumica orgnica, la longitud de enlace carbono-carbono en el etano es (154 pm), etileno (133 pm) y acetileno (120 pm). Adems del enlace sigma, un par de tomos conectados por un enlace doble, enlace triple, enlace cudruple o enlace quntuple pueden tener uno, dos, dos o dos enlaces pi, respectivamente. Los enlaces pi resultan del traslape de orbitales atmicos que tienen dos res de traslape. Los enlaces pi son ms difusos que los enlaces sigma. Los electrones en los enlaces pi son referidos algunas veces como electrones pi. Los fragmentos moleculares unidos por un enlace pi no pueden rotar libremente alrededor del enlace sin la ruptura del enlace pi, porque la rotacin involucra la destruccin de la orientacin paralela de los orbitales p constituyentes.

Geometra MolecularLa geometra molecular o estructura molecular se refiere a la disposicin tridimensional de los tomos que constituyen una molcula. Determina muchas de las propiedades de las molculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad biolgica, etc. Actualmente, el principal modelo de geometra molecular es la Teora de Repulsin de Pares de Electrones de Valencia (TRePEV), empleada internacionalmente por su gran predictibilidad.

Determinacin de la geometra molecularLas geometras moleculares se determinan mejor a temperaturas prximas al cero absoluto porque a temperaturas ms altas las molculas presentarn un movimiento rotacional considerable. En el estado slido la geometra molecular puede ser medida por Difraccin de rayos X. Las geometras se pueden calcular por procedimientos mecnico cunticos ab initio o por mtodos semiempricos de modelamiento molecular.La posicin de cada tomo se determina por la naturaleza de los enlaces qumicos con los que se conecta a sus tomos vecinos. La geometra molecular puede describirse por las posiciones de estos tomos en el espacio, mencionando la longitud de enlace de dos tomos unidos, ngulo de enlace de tres tomos conectados y ngulo de torsin de tres enlaces consecutivos.

Fuerza IntermolecularLa cohesin, tambin llamada fuerzas intermoleculares, fuerzas de atraccin entre molculas a veces tambin reciben el nombre de enlaces intermoleculares. Las fuerzas intermoleculares se definen como el conjunto de fuerzas atractivas y repulsivas que se producen entre las molculas como consecuencia de la polaridad que poseen las molculas. Aunque son considerablemente ms dbiles que los enlaces inicos, covalentes y metlicos. Las principales fuerzas intermoleculares son:El enlace de hidrgeno (antiguamente conocido como puente de hidrgeno)Las fuerzas de Van der Waals, que podemos clasificar a su vez en: Dipolo - Dipolo.Dipolo - Dipolo inducido.Fuerzas de dispersin de London.Fuerza de Van der WaalsTambin conocidas como fuerzas de dispersin, de London o fuerzas dipolo-transitivas, corresponden a las interacciones entre molculas con enlaces covalentes apolares debido a fenmenos de polarizacin temporal. Estas fuerzas se explican de la siguiente forma: como las molculas no tienen carga elctrica neta, en ciertos momentos, se puede producir una distribucin en la que hay mayor densidad de electrones en una regin que en otra, por lo que aparece un dipolo momentneo.Cuando dos de estas molculas polarizadas y orientadas convenientemente se acercan lo suficiente entre ambas, pude ocurrir que las fuerzas elctricas atractivas sean lo bastante intensas como para crear uniones intermoleculares. Estas fuerzas son muy dbiles y se incrementan con el tamao de las molculas. [dipolo permanente] H-O-H----Cl-Cl [dipolo transitivo]Un ejemplo del segundo caso se encuentra en la molcula de cloro: (+) (-) (+) (-)[dipolo transitivo] Cl-Cl----Cl-Cl [dipolo transitivo]Interaccin in-in: este tipo de unin se da entre iones. Su fuerza disminuye con la distancia y es la responsable de los elevados puntos de fusin y ebullicin de los compuestos inicos.Interaccin in-dipolo: esta interaccin puede tener lugar de dos maneras: un catin atrae la carga parcial negativa de un dipolo; un anin atrae la carga parcial positiva de un dipolo. Este tipo de fuerzas disminuye con el cuadrado de la distancia. Las interacciones in-dipolo son las responsables de la hidratacin de los cationes en disolucin acuosa, es decir, la unin de molculas de agua en torno a un ion central.Interacciones dipolares: una molcula polar que tenga un 0 puede dar lugar a interacciones dipolo-dipolo, debido a la fraccin entre los dipolos elctricos de las molculas polares. Al ser interacciones entre cargas parciales son relativamente dbiles (2 KJ/mol), son ms dbiles que las interacciones entre iones.Este tipo de uniones tiene una fuerza aproximada de 20 KJ/mol, sin embargo, cuando se puede producir, es la interaccin molecular predominante.Dispersin/London: son las interacciones ms dbiles que se dan entre todo tipo de molculas, independientemente de que sean o no polares. Una molcula no polar es aquella que no tiene separacin de carga en su interior. Sin embargo cuando dos molculas se acercan, sus nubes electrnicas interactan, produciendo un dipolo durante un instante. Este dipolo origina a su vez otro dipolo temporal en la molcula vecina. La interaccin es tanto mayor cuanto mayor sea la capacidad de la molcula para polarizar sus nubes electrnicas. En general cuanto ms grande es la molcula, los electrones estn ms lejos del ncleo, por tanto la polarizacin es ms fcil. Esto explica porque al aumentar el peso molecular aumenta el punto de ebullicin. Este tipo de interacciones disminuye mucho con la distancia.Interaccin HidrofobicaLa interaccin hidrofbica se produce cuando al plegarse un polipptido los radicales hidrfobos se acercan debido a que son excluidos por el agua.Luego, las molculas de agua muy ordenadas en cubierta de solvatacin se liberan del interior cuando las ema entra en el toto aumentando el desorden (entropa) de las molculas del agua. La variacin de entropa favorable es una fuerza impulsora fundamental en el plegamiento proteico.