Contenidos:
¿Necesitas clases particulares?
Conecta con un profesor particular personalizado para ti.
Contacta con nosotros
Teléfono
+34 648462395
Correo electrónico
Conecta con un profesor particular personalizado para ti.
La Teoría del Enlace de Valencia (TEV) establece que los enlaces covalentes se forman a través del solapamiento de orbitales atómicos de valencia, cada uno con un electrón desapareado. Este solapamiento genera una región de alta densidad electrónica entre los núcleos, que los mantiene unidos.
Solapamiento de orbitales: Los enlaces covalentes se forman cuando orbitales atómicos semi-llenos de distintos átomos se superponen, compartiendo sus electrones.
Por ejemplo, en la molécula de HCl:
El hidrógeno tiene 1 electrón desapareado en su capa de valencia (1s1)
El cloro tiene 1 electrón desapareado en su capa de valencia (1s22s22p63s23p5)
El orbital s del hidrógeno y el 3p del cloro se solapan, formando una molécula de HCl:
Un concepto importante en la TEV es el de promoción electrónica. Veámoslo con un ejemplo.
Según su configuración electrónica, el carbono (1s2 2s2 2p2) solo podría formar 2 enlaces porque solo tiene dos electrones desapareados:
El electrón del orbital 2s puede promocionar a un orbital 2p libre si la diferencia de energía entre ambos no es demasiado elevada.
Al ser capaz de formar 4 enlaces en lugar de 2, el resultado es mucho más estable tras la promoción electrónica y por eso es favorable.
Como hemos visto, los enlaces se generan por solapamiento de orbitales. Este solapamiento puede ser:
Frontal: enlace 
. Es un enlace simple.
Normalmente se produce entre:
Orbitales s:
Orbitales p y s:
Orbitales p:
Lateral: enlace 
. Es un enlace múltiple.
Normalmente es un solapamiento entre orbitales p:
Por ejemplo, en el enlace de la molécula de H2, se genera un solapamiento frontal entre orbitales s:
En la molécula de O2, se genera un enlace pi, doble:
El primer enlace que se genera es siempre un solapamiento sigma, frontal y simple. Los siguientes solapamientos (segundo, y tercero, si hubiese) son solapamientos pi, entre orbitales p.
La TEV se queda corta para explicar algunos fenómenos que ocurren en determinadas moléculas.
Por ejemplo, en la molécula de metano, CH3, según la TEV tenemos el solapamiento de orbitales de diferente tipo.
Hay un solapamiento sc-sH (amarillo) y tres solapamientos pc-sH (rosa). Estos enlaces, por tanto, deberían tener características ligeramente distintas (distinta distancia de enlace, distinta energía…). Sin embargo, al hacer un estudio físico del metano, podemos ver que sus cuatro enlaces son iguales. ¿Cómo se explica esto?
La hibridación es un proceso en el que varios orbitales atómicos se combinan para dar orbitales diferentes llamados orbitales híbridos.
Los orbitales híbridos tienen propiedades híbridas entre las de los orbitales atómicos de los cuales provienen. En bachillerato, estudiaremos tres tipos de hibridación: sp, sp2 y sp3.
Veamos cada una con un ejemplo:
Hibridación sp3:
Estudiemos el caso del metano (CH4) que comentamos previamente.
Conocemos la configuración electrónica del carbono. Sabemos que tiende a promocionar un electrón para poder formar 2 enlaces extra.
La hibridación de orbitales nos dice que estos cuatro orbitales atómicos se combinan entre sí para dar lugar a 4 orbitales híbridos.
Como partimos de 4 orbitales atómicos, se forman 4 orbitales híbridos.
Se llaman orbitales sp3 porque en su formación contribuye 1 enlace s y 3 enlaces p.
Hibridación sp2:
Estudiemos ahora el caso del eteno (CH2=CH2) que contiene un doble enlace.
Conocemos la configuración electrónica del carbono. Sabemos que tiende a promocionar un electrón para poder formar 2 enlaces extra.
En este caso, al haber un enlace doble, se forma un enlace pi. Los enlaces pi se producen entre orbitales p no hibridados.
Como truco, siempre tendremos que hibridar tantos orbitales como zonas de densidad electrónica tengamos alrededor del átomo. En el caso del eteno, vemos alrededor de cada carbono 3 zonas de densidad electrónica: es decir, pares de electrones (el doble enlace y los dos enlaces simples con hidrógenos).
Por tanto, se hibridarán tres orbitales: un s y dos p, formando tres orbitales sp2. El orbital p sin hibridar es el que formará el doble enlace:
Hibridación sp:
Estudiemos el caso del etino, que tiene un enlace triple (CH
CH).
Cada carbono del etino está rodeado de 2 zonas de densidad electrónica (pares de electrones): el triple enlace y un enlace simple con hidrógeno.
Por tanto, se hibridarán dos orbitales: un s y un p, formando orbitales híbridos sp.
Los dos orbitales restantes que quedan sin hibridar en el carbono, se usarán para formar los dos enlaces múltiples.
Hibridación en C, O y N
En los átomos de carbono, oxígeno y nitrógeno, podemos conocer su hibridación sin pensar demasiado, solo siguiendo esta tabla:
1. Indica la hibridación del oxígeno en el H2O y en el O2.
Solución
Podemos, desde la estructura de Lewis del H2O, ver que el oxígeno queda rodeado de cuatro zonas de densidad electrónica (pares de electrones):
Esto indica que se hibridarán cuatro orbitales. Siempre se hibrida un orbital s con los orbitales p necesarios. Si necesitamos hibridar 4 orbitales, se generará un híbrido entre 1 s y 3p. Por tanto, el oxígeno tiene una hibridación sp3.
En la estructura de Lewis del O2 vemos que solamente hay 3 zonas de densidad electrónica alrededor del oxígeno.
Esto indica que se hibridarán tres orbitales: un s con dos p. Por tanto, el oxígeno en la molécula de O2 tiene una hibridación sp2.
El orbital p que queda sin hibridar participa en el doble enlace.
2. Determina la hibridación del átomo central y la geometría molecular del trifluoruro de boro (BF3).
Solución
A partir de su estructura de Lewis, vemos que el boro es el átomo central de la molécula y que queda rodeado de 3 pares de electrones.
Por tanto, generará tres orbitales híbridos. Si vemos su configuración electrónica: 1s2 2s2 2p1
Entendemos que, primero, promocionará un electrón del orbital 2s al un orbital 2p. Y, posteriormente, se hibridarán los tres.
La hibridación del átomo de boro es sp2.
3. Determina la hibridación de los nitrógenos en la molécula de N2:
Solución
A partir de su estructura de Lewis, vemos que cada nitrógeno queda rodeado de dos zonas de densidad electrónica (un enlace simple y uno triple).
Esto genera dos orbitales híbridos (un s y un p). Además, hay dos enlaces múltiples (
). Cada uno de ellos generado por un orbital p sin hibridar.
Por tanto, la hibridación de cada átomo de nitrógeno es sp.
4. Determina la hibridación del átomo central en la molécula de dicloruro de berilio (BeCl2):
Solución
El berilio tiene número atómico 4, por lo que su configuración electrónica es 1s² 2s². En su estado fundamental, no tiene electrones desapareados.
Para formar dos enlaces como en el BeCl₂, un electrón del orbital 2s es promocionado al orbital 2p vacío. Esto da como resultado la configuración electrónica: 1s² 2s¹ 2p1
A partir de su estructura de Lewis, vemos que el átomo central es el berilio y que queda rodeado de dos zonas de densidad electrónica (dos enlaces simples). Por tanto, se hibridarán dos orbitales, el s y el p. Su hibridación será sp.