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 

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En la formación de un enlace sencillo, el solapamiento de los orbitales es frontal y  supone la formación de un enlace σ. 

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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. 

   

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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.   

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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.   

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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 

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- 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.   

 

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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. 7

HIBRIDACIÓN sp 

Æ

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HIBRIDACIÓN sp2   

 

 

 

 

                         

 

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HIBRIDACIÓN sp3 

 

 

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HIBRIDACIÓN sp3d   

 

 

 

 

               

 

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HIBRIDACIÓN sp3d2   

 

 

 

 

 

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