• Solo dos orbitales participan en cada enlace.
• Generan un par electrónico de enlace localizado entre los núcleos
• Los restantes orbitales quedan como o.a.
• Orden de enlace : pares electrónicos compartidos.

• Los o.a. se combinan para formar orbitales moleculares (o.m.)
• Para que se combinen los o.a. deben tener:
• La misma simetría
• Similar energía.
• Dos o.a. se combinan para dar dos o.m.
• Un o.m. enlazante que:
• Tiene menor energía que los o.a. de partida.
• Combina los o.a. en fase (+/+)
• Los electrones bajo influencia dos núcleos atómicos.
• Los electrones se concentran en la zona internuclear
• Estabiliza la molécula.
• Un o.m. antienlazante que:
• Combina los o.a. en oposición de fase (+/-)
• Tiene mayor energía que los o.a. de partida.
• Los electrones bajo influencia dos núcleos atómicos.
• Los electrones no se concentran en la zona internuclear
• Desestabiliza la molécula.
• Los o.m. no enlazantes son aquellos que no cumplen alguna de las condiciones de combinación: similar energía e igual simetría.
• Los electrones de los átomos ocupan los o.m. Dos electrones por cada o.m.
• El orden de llenado es de menor a mayor energía. Los o.m. degenerados se semiocupan todos antes de completar la ocupación.
• Orden de enlace: pares enlazantes –pares antienlazantes.
• Las moléculas con O.E.>0 son estables.

Moléculas diatómicas homonucleares A-A.

• Combinan o.a. de la misma denominación(simetría) y la misma energía.
• 1s/1s; 2s/2s; 2p/2p; 3s/3s; 3p/3p;
• orden de energía: s1s,s^*1s, s2s, s^*2s, s2p, p2p, p^*2p, s^*2p,
• Algunas moléculas presentan inversión en este orden de energía.

• s1s,s^*1s, s2s, s^*2s, p2p, s2p, p^*2p, s^*2p,

Moléculas con enlaces deslocalizados.

• El modelo de O.M. es muy útil para el enlace en moléculas con deslocalización de electrones
• El modelo de E.V. utilizaba la resonancia de estructuras. Ejemplos: O₃, NO₂.
• Los o.m. se encuentran deslocalizados en todos los átomos de la molécula.
• Al aumentar el número de nodos en el o.m. aumenta su energía.