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Enlace covalente: Teoría del enlace de valencia. Hibridación. Valencia covalente o covalencia de un elemento: número de electrones que comparte con otros átomos. Un átomo puede desaparear electrones promocionándolos a un orbital próximo en energía, esto es, del mismo nivel electrónico. El “gasto energético” que supone la promoción se compensa con la formación de los enlaces. Ejemplo: Indica la covalencia de los átomos de las siguientes moléculas: Br2, CO2, SO3, H2SO4, HClO. Br2: cada átomo de Br comparte 1 electrón, por lo que su covalencia será 1. CO2: el carbono comparte 4 electrones, por lo que su covalencia será 4; cada oxígeno comparte 2 electrones, por lo que su covalencia será 2. SO3: el azufre comparte 6 electrones, por lo que su covalencia será 6; cada oxígeno comparte 2 electrones, por lo que su covalencia será 2. H2SO4: el hidrógeno comparte 1 electrón, por lo que su covalencia será 1; el azufre comparte 6 electrones, por lo que su covalencia será 6; cada oxígeno comparte 2 electrones, por lo que su covalencia será 2. HClO: el hidrógeno comparte 1 electrón, por lo que su covalencia será 1; el cloro comparte 1 electrón, por lo que su covalencia será 1; el oxígeno comparte 2 electrones, por lo que su covalencia será 2. Hay dos teorías, la TOM y la TEV. La TOM estudia la molécula como un conjunto de núcleos y electrones a los que se les aplica la ecuación de Schrödinger, y cuyas soluciones son los orbitales moleculares que indican las regiones del espacio donde es posible encontrar los electrones de la molécula. Teoría del enlace de valencia En la TEV, un enlace covalente sencillo entre dos átomos puede formarse por solapamiento de dos orbitales atómicos que tengan electrones desapareados y con spines antiparalelos (enlace covalente ordinario) -
Por solapamiento de un orbital con dos electrones y otro orbital vacío -
En la formación de un enlace sencillo, el solapamiento de los orbitales es frontal y supone la formación de un enlace σ. -
La formación de un enlace múltiple supone el solapamiento simultáneo de dos o tres orbitales atómicos de un átomo con otros tantos de un segundo átomo. En este caso, se forma un enlace σ y uno o dos enlaces π, este último por solapamiento lateral de los orbitales atómicos de los dos átomos. 1
Un átomo puede promocionar electrones a un orbital próximo en energías, esto es, del mismo nivel electrónico, para desaparearlos y así poder formar enlaces. El gasto energético que supone la promoción se compensa con la formación de los enlaces. La hibridación de los orbitales atómicos de un átomo consiste en su combinación para originar el mismo número de orbitales híbridos que orbitales atómicos iniciales. Estos orbitales híbridos obtenidos son iguales en energía y forma, y se solapan fácilmente con los orbitales de otro átomo formando enlaces muy fuertes. 2
Ejemplos: Molécula de oxígeno (O2) La estructura electrónica del oxígeno es O: 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1 El oxígeno formará dos enlaces puesto que tiene dos electrones desapareados. El primero será σ, entre los orbitales 2py de cada átomo, pero el segundo tendrá que ser lateral (enlace П) entre los orbitales 2pz. Esta superposición lateral es menor, dando lugar a enlaces más débiles. En resumen, el enlace entre los dos átomos de oxígeno es doble, pero los dos enlaces no son iguales, ya que hay uno más fuerte que el otro. Las estructuras electrónicas de Lewis no pueden hacer esta diferenciación, y desde esa perspectiva los enlaces dobles están formados por dos enlaces sencillos iguales entre sí. La TEV justifica la geometría de las moléculas a partir de los conceptos de promoción e hibridación. Metano Æ CH4 El átomo de carbono ha de promocionar los electrones apareados a los orbitales vacíos. C : 1s22s22p2 La combinación del orbital atómico 2s y los tres orbitales 2p del C origina cuatro orbitales híbridos sp3, iguales en forma y energía, que quedan orientados hacia los vértices de un tetraedro. Cada híbrido sp3 se solapa con un orbital 1s del átomo de H, formando la molécula tetraédrica de CH4. 3
Tricloruro de boro Æ Cl3B El átomo de B promociona un electrón del orbital 2s a uno de los orbitales 2p vacíos. A continuación, se produce la combinación o hibridación del orbital 2s y de los dos orbitales 2p con los electrones desapareados, originándose tres orbitales híbridos sp2, iguales en forma y energía. Be: 1s22s22p1 Los tres orbitales híbridos sp2 se orientan hacia los vértices de un triángulo equilatero, donde cada uno se solapa con el orbital 3p de un átomo de cloro, originando una molécula de geometría trigonal o triangular plana. Amoníaco Æ NH3 Hay cuatro zonas de alta densidad electrónica alrededor del átomo de nitrógeno: una no enlazante y tres enlazantes. Al promocionar 1 electrón del orbital 2s al 2p, se forman cuatro híbridos sp3, iguales en forma y energía, que quedan orientados hacia los vértices de un tetraedro. N: 1s22s22p3 Uno de los híbridos sp3 alberga un par de electrones y no forma enlace. Cada uno de los tres orbitales híbridos restantes se solapa con un orbital 1s del átomo de H, formando la molécula piramidal de NH3 4
Agua Æ H2O La hibridación es también sp3, formando enlace solo dos de los orbitales híbridos sp3 y
originando la molécula angular de agua.
BeCl2 Para formar los dos enlaces con el Cl, el átomo de Be promociona un electrón del orbital 2s a un orbital vacío 2p. A continuación, se produce la hibridación del orbital 2s y del orbital 2p que tiene el electrón formándose dos orbitales híbridos sp, iguales en forma y energía. Los dos orbitales se orientan de forma que las repulsiones sean mínimas, formando un ángulo de 180º, donde cada uno se solapa con el orbital 3p de un átomo de Cl, originando una molécula lineal. 5
PCl5 P : 1s22s22p63s23p3 Se promociona un electrón del orbital 3s al 3d vacío, y la posterior combinación del orbital 3s, de los orbitales 3p y del orbital 3d forma cinco orbitales híbridos sp3d, iguales en forma y energía. Para que la repulsión de los cinco orbitales híbridos sea mínima, su orientación será hacia los vértices de una bipirámide trigonal, donde cada uno se solapa con el orbital 3p de un átomo de Cl. Etano Æ C2H6 CH3 – CH3 Eteno Æ C2H4 CH2 = CH2 Etino Æ C2H2 C: 1s22s22p2 6
- C2H6 Cada átomo de C tiene hibridación sp3, con formación de cuatro enlaces σ, uno con el átomo de C por solapamiento de los híbridos sp3, y los tres restantes por solapamiento con los átomos de H. -
C2H4 El entorno de cada átomo de C indica hibridación sp2. Se formarán tres enlaces σ, uno con el átomo de C por solapamiento de los híbridos sp2, y los dos restantes por solapamiento con los átomos de H. Los orbitales p que no han hibridazo en cada átomo de C se solapan lateralmente formando un enlace П. -
C2H2
El entorno de cada átomo de C indica hibridación sp. Se formarán dos enlaces σ, uno con el átomo de C por solapamiento de los híbridos sp, y el otro por solapamiento con un átomo de H. Los orbitales p que no han hibridado en cada átomo de C se solapan lateralmente, dos a dos, formando dos enlaces П.
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HIBRIDACIÓN sp Æ
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HIBRIDACIÓN sp2 9
HIBRIDACIÓN sp3 10
HIBRIDACIÓN sp3d 11
HIBRIDACIÓN sp3d2 12