4.2.- Enlace covalente.


4.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente.

Hasta la fecha se utilizan dos teorías mecánico-quánticas para descubrir la formación del enlace covalente y la estructura electrónica de las moléculas. La teoría del enlace de valencia (EV) supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. Esto permite conservar la imagen de los átomos individuales tomando parte en la formación del enlace. La segunda teoría de los orbitales moleculares (OM) propone la formación de orbitales moleculares a partir de los orbitales atómicos. Ninguna teoría explica todos los aspectos del enlace, pero cada una contribuye a la comprensión de muchas de las propiedades moleculares que se observan.

4.2.2 Enlace valencia y orbital molecular

Teoría del enlace de valencia

        El modelo de RPECV basado sobre todo en las estructuras de Lewis, proporciona un método relativamente sencillo y directo para predecir la geometría de las moléculas. Pero, como se observó antes. La teoría de Lewis, del enlace químico no explica con claridad por que existen los enlaces químicos. La idea de relacionar la formación de un enlace covalente con el apareamiento de electrones constituyó un paso en la dirección correcta, pero no avanzó lo suficiente. Por ejemplo la Teoría de Lewis describe un enlace sencillo entre los átomos de H en el H2 y entre los átomos F en el F2 esencialmente de la misma forma, como el apareamiento de dos electrones. Sin embargo estas dos moléculas tienen energías de disociación así como longitudes de enlaces muy diferentes (436.4 kJ/mol y 74 pm para el H2 y 150.6 kJ/mol y 142 pm para el F2).éste y otros hechos no pueden explicarse por medio de la teoría de Lewis. Para una explicación más completa del enlace químico se debe recurrir a la mecánica cuántica: de hecho, el estudio del enlace químico en la mecánica quántica proporciona también un medio para comprender la geometría molecular.

    Hasta la fecha se utilizan dos teorías mecánico-quánticas para descubrir la formación del enlace covalente y la estructura electrónica de las moléculas. La teoría del enlace de valencia (EV) supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. Esto permite conservar la imagen de los átomos individuales tomando parte en la formación del enlace. La segunda teoría de los orbitales moleculares (OM) propone la formación de orbitales moleculares a partir de los orbitales atómicos. Ninguna teoría explica todos los aspectos del enlace, pero cada una contribuye a la comprensión de muchas de las propiedades moleculares que se observan. Se empezara el estudio de la teoría del enlace de valencia considerando la formación de una molécula de H2 a partir de dos átomos de H. La teoría de Lewis describe el enlace H- H se forma por el solapamiento de los dos orbítales 1s de los átomos de H. Solapamiento significa que 2 orbítales comparten una región común en el espacio.

        ¿Qué sucede cuando dos átomos de H se aproximan entre si para formar un enlace?

Al inicio, cuando los dos átomos están alejados lo suficiente no hay interacciones, dice que la energía potencial de este sistema (es decir, de los átomos de H) es cero. Conforme los átomos se aproximan un o  al otro, cada electrón es atraído por el núcleo del otro átomo : al mismo tiempo , los electrones se repelen entre si, y también los dos núcleos . Mientras los átomos todavía están separados, la atracción es mayor que la repulsión. Por lo que la energía potencial del sistema disminuye (es decir, se vuelve negativa) a medida que los átomos se acercan. Esta tendencia continúa hasta que la energía potencial alcanza un valor mínimo. En este punto, cuando el sistema tiene la energía potencial mínima, es más estable. Esta condición al máximo solapamiento de los orbítales 1s y a la formación de la molécula de H2, que es estable.  Como resultado de la formación H2 debe estar acompañado por una liberación de energía. Los experimentos han demostrado que, a medida que se forma una molécula de H2 a partir de dos átomos de H, se libera calor. Lo contrario también es cierto. Para romper u enlace H-H se debe suministrar energía a la molécula.

TEORíA DEL ORBITAL MOLECULAR

        La teoría del enlace de valencia es una de las dos propuestas de la mecánica cuántica para explicar los enlaces en las moléculas. Explica, al menos cualitativamente, la estabilidad del enlaces covalente en términos de solapamiento de orbitales atómicos. Utilizando el concepto de hibridación, la teoría del enlace de valencia puede explicar la geometría molecular predicha por el modelo RPECV. Sin embargo, la suposición de que los electrones en una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales, es sólo una aproximación, ya que cada electrón enlazante en una molécula debe estar en un orbital característico de la molécula como un todo.

        En algunos casos la teoría de del enlace de valencia no explica satisfactoriamente algunas de las propiedades observadas de las moléculas. Consideré que la molécula del oxígeno, cuya estructura de Lewis es:

 


De acuerdo con esta descripción todos los electrones en el O2, están apareados y la molécula debería ser diamagnética. Los experimentos han demostrado que la molécula de oxígeno es paramagnética, con dos electrones desapareados. Este hallazgo sugiere una deficiencia fundamental en la teoría del enlace de valencia, lo que justifica la búsqueda de una propuesta alternativa que explique las propiedades del O2 y de otras moléculas que no justifica la teoría del enlace de valencia.

        En ocasiones, el magnetismo así como otras propiedades de las moléculas, se explican mejor mediante otra propuesta de la mecánica cuántica llamada teoría del orbital molecular (OM). La teoría del orbital molecular describe los enlaces covalentes en términos de orbitales moleculares, que son el resultado de la interacción de los orbitales atómicos de los átomos que se enlazan y están relacionados con la molécula entera. La diferencia entre un orbital molecular y un orbital atómico es que el orbital atómico está relacionado sólo con un átomo.

 

ORBITALES MOLECULARES DE ENLACE Y DE ANTIENLACE

        De acuerdo con la teoría del OM, el solapamiento de los orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno conduce a la formación de dos orbitales moleculares: un orbital molecular de enlace y un orbital molecular de antienlace. Un orbital molecular de enlace tiene menor energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron. Como lo indican los nombres de “enlace” y “antienlace”, el acomodo de electrones en un orbital molecular de enlace produce un enlace covalente estable, mientras que el acomodo de electrones en un orbital molecular de antienlace produce un enlace inestable.

        En los orbitales moleculares de enlace, la densidad electrónica es máxima entre los núcleos de los átomos que se enlazan. Por otra parte, en los orbitales moleculares de antienlace la densidad electrónica disminuye hasta cero entre los dos núcleos. Se comprenderá mejor esta diferencia si se recuerda que los electrones en los orbitales tienen característica de onda. Una propiedad exclusiva de las ondas es que ondas del mismo tipo interactúan de tal manera que la onda resultante puede tener una amplitud mayor o menor. En el primer caso la interacción recibe el nombre de interferencia constructiva; en el segundo caso se trata de una interferencia destructiva.

 

                      La formación de orbitales moleculares de enlace corresponde a una interferencia constructiva (el aumento de la amplitud es análogo al aumento de la densidad  electrónica entre los dos núcleos). La formación de orbitales moleculares de antienlace corresponde a una interferencia destructiva (la disminución de la amplitud es análoga a la disminución de la densidad electrónica entre los dos núcleos). Las interacciones constructiva y destructiva entre los dos orbitales 1s en la molécula de H2 conducen, entonces, a la formación de un orbital molecular sigma de enlaces (s) y un orbital molecular sigma de antienlace (s):

Fig. A) Niveles de energéticos de orbítales moleculares de enlace y de antienlace en la molécula de H2. Obsérvese que, de acuerdo con el principio de exclusión de Paulli, los dos electrones de orbital (s1s) deben tener espines contrarios. Debe recordarse que cuanto mayor sea la energía del orbital molecular menos estable s son los electrones en dicho orbital molecular. B) Las interacciones constructiva y destructiva entre los orbítales 1s de los dos hidrógenos conducen a la formación de un orbital molecular e enlace y uno d antielnlace. En el orbital molecular de enlace hay un aumento de la densidad electrónica entre los núcleos, lo que actúan como un pegamento con carga negativa que mantiene unidos los dos núcleos.

esquema1


        Donde el asterisco representa un orbital molecular de antienlace.

        En un orbital molecular sigma (de enlace o antienlace) la densidad electrónica se concentra simétricamente alrededor de una línea entre los dos núcleos de los átomos que se enlazan. Dos electrones en un orbital molecular sigma forman un enlace sigma. Recuérdese que un enlace covalente sencillo (como H-H o F-F) siempre es un enlace sigma.

        La figura de abajo muestra el diagrama de niveles de energía de un orbital molecular, es decir, los niveles de energía relativos de los orbitales generados en la formación de la molécula de H2 y las interacciones constructiva y destructiva entre los dos orbitales 1s. observe que el orbital molecular  de antienlace hay u nodo entre los dos núcleos, lo que significa que la densidad electrónica de cero. Los núcleos se repelen entre sí por sus cargas positivas, en lugar de mantenerse unidos. Los electrones en los orbitales moleculares de antienlace tienen mayor energía (y menos estabilidad) que si estuvieran en los átomos aislados. Por otra parte, los electrones en los orbitales moleculares de enlace tienen menor energía (y por lo tanto estabilidad) que si estuvieran en los átomos aislados.

         A pesar de que se ha utilizado la molécula de hidrógeno para mostrar la formación de los orbitales moleculares, el concepto se aplica de igual manera a otras moléculas. En la molécula de H2 se consideró solo la interacción entre los orbitales atómicos 1s; en el caso de moléculas más complejas es necesario considerar otros orbitales atómicos. No obstante, para todos los orbitales s el tratamiento es el mismo que para los orbitales 1s. Así, la interacción entre dos orbitales 2s o 3s se pueden entender en los términos del diagrama de niveles de energía de los orbitales moleculares y la formación de los orbitales moleculares de enlace y de antienlace.

        Para los orbitales p, el proceso es más complejo porque pueden interactuar entre sí de dos formas diferentes. Por ejemplo dos orbitales 2p pueden aproximarse entre sí a través de sus extremos para producir un orbital molecular sigma de enlace y un orbital molecular sigma de antienlace. De manera alternativa, dos orbitales p pueden solaparse lateralmente para generar un orbital molecular pi de enlace y otro de antienlace.

   

  Dos posible interacciones entre dos orbítales p equivalentes y los orbítales moleculares correspondientes: a) Cuando los orbítales p se traslapan por los extremos se forma un orbital molecular sigma de enlace y un orbital molecular sigma de antienlace. B) Cuando los orbítales p se traslapan literalmente, se forma un orbital molecular pi se enlazan y un orbital molecular pi de antienlace, por lo general un orbital molecular sigma de enlace es más estable que un orbital molecular pi de enlace, debido a que la interacción lateral conduce a un menor traslape de los orbítales p que en el caso de la interacción por los extremos. Se supone que los orbítales 2p toman parte de la formación del orbital molecular sigma. Los orbítales moleculares 2py y 2pz pueden interaccionar para formar solo orbítales moleculares pi. El comportamiento en b) representa la interacción entre los orbítales 2p, o entre los orbítales 2pz.

esquema2


         En un orbital molecular pi (de enlace a antienlace), la densidad electrónica se concentra arriba y abajo de una línea imaginaria entre los dos núcleos que se enlazan. Dos electrones en un orbital molecular pi forman un enlace pi. Un doble enlace casi siempre está constituido por un enlace sigma y un enlace pi; un triple enlace siempre está formado por un enlace sigma más dos enlaces pi.

4.2.3 Hibridación de los orbitales: Teoría de la hibridación. Formación, representación y características de los orbitales híbridos: sp3, sp2, sp, d2sp3, dsp2, sd3,dsp3

 

El concepto de hibridación no se aplica a átomos aislados. Es un modelo teórico que solo se utiliza para explicar el enlace covalente. Es la mezcla de, por lo menos, dos orbítales atómicos no equivalentes, por ejemplo, orbítales s y p. Un orbital híbrido no es un orbital puro. Los orbitales híbridos y los orbitales atómicos puros tienen formas muy diferentes.  El número de orbitales híbridos generados es igual al número de orbitales atómicos puros que participan en el proceso de hibridación.

El concepto de traslape de los orbitales atómicos se puede aplicar también a moléculas poli atómicas.

Como se ha visto, la descripción de las moléculas por medio de un modelo de distribución de electrones de valencia en sitios locales, dirigidos a los enlaces dependientes de la geometría, requiere de tres pasos:

1.    Desarrollar la estructura de octetos para la molécula

2.    Determinar la manera de distribuir pares de electrones de manera que se alcance la mínima repulsión entre ellos

3.    Especificar los orbitales híbridos necesarios para acomodar los pares de

TEORIA DE LA HIBRIDACION

No todos los orbitales de un mismo átomo pueden hibridarse. Para que la hibridación tenga lugar es necesario que bien se trate de:

      Orbitales atómicos que vayan a formar a formar enlaces " σ y π".

      Orbitales atómicos con parejas de e-sin compartir.

Por el contrario, no se hibridan:

      Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace (p).

      Los orbitales atómicos vacíos.

El átomo puede encontrarse en dos estados llamados: estado basal y estado de hibridación.

Formación representación y características de los orbitales: sp3, sp2, sp, dsp3, dsp2, sd3, d2sp3.

Características para que se lleve a cabo la hibridación es necesario tomar en cuenta los siguientes pasos:

1.- Se hibridan orbitales no electrones.

2.- Se hibridan orbitales de un mismo átomo.

3.- La disposición de los orbitales híbridos en el espacio es de tal forma en que la repulsión sea mínima.

4.- El número de orbitales híbridos (O.H.) es igual a la suma de orbitales atómicos puros que intervienen.

5.- Se híbridan orbitales de energías parecidas.

     Puede haber diferentes combinaciones de O.A. veremos las más frecuentes. Esa simbología nos indica el número de O.A. puros que se están combinando y el tipo de cada uno de ellos.

sp

significa que se combina un orbital s con un p

sp2

significa que se combina un orbital s con dos p

sp3

significa que se combina un orbital s con tres p

dsp3

significa que se combina un orbital s tres p y un d

d2sp3

significa que se combina un orbital s tres p y dos d

HIBRIDACION PLANAR sp

Consideremos la molécula BeCl2

Diagrama del Be

HIBRIDACION TRIGONAL sp2

Consideremos la molécula BF3

Diagrama del B

HIBRIDACION TETRAGONAL sp3

Consideremos la molécula CH4

Diagrama del C

REPRESENTACIóN DE LA HIBRIDACIóN

Finalmente, los requerimientos de los varios tipos de hibridación se resumen en la siguiente Tabla.

 http://www.uc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/3C/3C3/Images/Fig3a_3C3.gif
http://www.uc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/3C/3C3/Images/Fig3b_3C3.gif
http://www.uc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/3C/3C3/Images/Fig3c_3C3.gif
http://www.uc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/3C/3C3/Images/Fig3d_3C3.gif


Bibliografía:

1. - Chang Raymond, QUíMICA, Edit. McGraw Hill, 7a. Edición, México 2002. pp. 381

2. - Chang Raymond, QUíMICA, Edit. McGraw Hill, 7a. Edición, México 2002. pp.385-394

3. - http://www.cneq.unam.mx/paidoteca/enlaces/orbitales_hibridos.htm


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