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: Br 2, CO 2, SO 3, H 2 SO 4, HClO. Br 2 : cada átomo de Br comparte 1 electrón, por lo que su covalencia será 1. CO 2 : el carbono comparte 4 electrones, por lo que su covalencia será 4; cada oxígeno comparte 2 electrones, por lo que su covalencia será 2. SO 3 : el azufre comparte 6 electrones, por lo que su covalencia será 6; cada oxígeno comparte 2 electrones, por lo que su covalencia será 2. H 2 SO 4 : 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 (O 2 ) La estructura electrónica del oxígeno es O: 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 1 2p z 1 El oxígeno formará dos enlaces puesto que tiene dos electrones desapareados. El primero será σ, entre los orbitales 2p y de cada átomo, pero el segundo tendrá que ser lateral (enlace П) entre los orbitales 2p z. 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 CH 4 El átomo de carbono ha de promocionar los electrones apareados a los orbitales vacíos. C : 1s 2 2s 2 2p 2 La combinación del orbital atómico 2s y los tres orbitales 2p del C origina cuatro orbitales híbridos sp 3, iguales en forma y energía, que quedan orientados hacia los vértices de un tetraedro. Cada híbrido sp 3 se solapa con un orbital 1s del átomo de H, formando la molécula tetraédrica de CH 4. 3
Tricloruro de boro Cl 3 B 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 sp 2, iguales en forma y energía. Be: 1s 2 2s 2 2p 1 Los tres orbitales híbridos sp 2 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 NH 3 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 sp 3, iguales en forma y energía, que quedan orientados hacia los vértices de un tetraedro. N: 1s 2 2s 2 2p 3 Uno de los híbridos sp 3 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 NH 3 4
Agua H 2 O La hibridación es también sp 3, formando enlace solo dos de los orbitales híbridos sp 3 y originando la molécula angular de agua. BeCl 2 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
PCl 5 P : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 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 sp 3 d, 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 C 2 H 6 CH 3 CH 3 Eteno C 2 H 4 CH 2 = CH 2 Etino C 2 H 2 C: 1s 2 2s 2 2p 2 6
- C 2 H 6 Cada átomo de C tiene hibridación sp 3, con formación de cuatro enlaces σ, uno con el átomo de C por solapamiento de los híbridos sp 3, y los tres restantes por solapamiento con los átomos de H. - C 2 H 4 El entorno de cada átomo de C indica hibridación sp 2. Se formarán tres enlaces σ, uno con el átomo de C por solapamiento de los híbridos sp 2, 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. - C 2 H 2 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 8
HIBRIDACIÓN sp 2 9
HIBRIDACIÓN sp 3 10
HIBRIDACIÓN sp 3 d 11
HIBRIDACIÓN sp 3 d 2 12