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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. 

  

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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   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. 

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Tricloruro de boro   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   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         

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Agua   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   C2H6         CH3 – CH3  Eteno   C2H4      CH2 = CH2    Etino   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.  

  

- 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 

                 

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HIBRIDACIÓN sp2  

 

  

 

              

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HIBRIDACIÓN sp3 

  

            

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HIBRIDACIÓN sp3d  

  

  

         

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HIBRIDACIÓN sp3d2