MODELOS ATÓMICOS - I.E.S. Gallicum

QUÍMICA 2º BACHILLERATO
Enlace II - 1 -
Teoría de enlace de valencia (TEV)
Cuando se acercan los átomos que van a formar un enlace covalente aprecen interacciones atractivas entre la nube
electrónica de uno de ellos con el núcleo del otro átomo y repulsivas entre ambos núcleos y ambas nubes.
La teoría de enalce valencia (TEV), propuesta por Linus Pauling (1901-1994), establece que el enlace se produce
mediante el solapamiento (superposición) de los orbitales atómicos de los átomos implicados en él y el apareamiento
de los electrones situados en dichos orbitales semiocupados. Para que el solapamiento sea efectivo, los orbitales han de
tener un tamaño comparable y acercarse con una orientación adecuada.
La formación, por tanto, del enlace covalente supone la exixtencia de orbitales atómicos semiocupados y su
superposición; de este modo se emparejarán dos electrones con diferente spin provocando un aumento de la densidad
electrónica entre los núcleos con la correspondiente disminución de energía del sistema.
Los átomos que participan en el enlace se dispondrán de manera que el solapamiento entre sus orbitales sea
máximo provocando una máxima disminución de energía y una mayor fortaleza del enlace.
Cuando el enlace se produce por solapamiento frontal de los orbitales se denomina enlace sigma (σ)
En la formación de la molécula de flúor (F2) cada uno de los átomos de F (1s2, 2s2 2px2 2py2 2pz1) que la forma tiene
un orbital 2p semiocupado; la superposición de los orbitales 2p de cada uno de estos átomos produce el enlace
covalente tipo sigma.
En el caso de la molécula de hidrógeno (H2), ésta se forma por solapamiento frontal de los dos orbitales 1s
semiocupados de cada uno de los átomos de H (enalce tipo σ)
Zona de solapamiento orbital
2p
F
1s
2p
+
F
→
F
F
Molécula de F2
1s
→
+
H
H
H2
Para la TEV la formación de enlaces covalentes requiere la existencia de orbitales atómicos semiocupados. Se
denomina covalencia el número de enlaces que un átomo puede formar y coincide con el de orbitales semiocupados
que posee.
La explicación del enlace de muchas moléculas fue satisfactoria, pero ¿cómo explicar la
formación de la molécula de BeF2 si el Be tiene apareados sus dos electrones de valencia? y
¿cómo explicar el hecho de que el valor del enlace H – O – H en la molécula de agua, encontrado
experimentalmente, sea de 104,5 º y no de 90 º como supondría el solapamiento de dos orbitales p,
perpendiculares entre sí, del átomo de oxígeno con los orbitales s de los dos átomos de hidrógeno?
Algo similar nos ocurre a la hora de tratar de explicar la geometría de la molécula de amoníaco,
del metano, ….
90º
Para resolver estas y otras cuestiones la TEV introduce el concepto de hibridación. La hibridación de orbitales
consiste en la combinación de varios orbitales atómicos para formar un número igual de orbitales híbridos, diferentes a
los originales, iguales entre sí, y con una energía que es, aproximadamente, promedio las energías de los orbitales que
se combinan. Los orbitales híbridos son direccionales y su disposición en el espacio es tal que, como determina la
TRPECV, las nubes electrónicas se posicionen lo más alejadas posibles para minimizar las repulsiones electrostáticas.
Para nombrar un orbital híbrido se indicarán los orbitales atómicos de los que proceden
y su proporción; hablaremos de orbitales híbridos sp3 si provienen de la combinación de un
orbital s y tres orbitales p, de orbitales híbridos sp si son combinación de un orbital s y uno p.
Los orbitales sp3 tendrán un 25 % de carácter s y un 75 % de carácter p, mientras que los sp
tendrán un 50 % de s y otro tanto de p.
Los orbitales híbridos están
formados por dos lóbulos
de diferente tamaño
Hibridación sp
La combinación de un orbital s con un orbital p da lugar a la formación de dos orbitales híbridos sp. Estos dos
orbitales híbridos son iguales y forman un ángulo entre sí de 180º.
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A partir de esta hibridación se puede explicar el enlace y la
+
→
geometría de la molécula de BeF2. Para que el berilio (1s2 2s2) pueda
Dos orbitales sp
formar dos enlaces covalentes es necesario admitir la promoción de uno Un orbital s Un orbital p
2
de los electrones del orbital 2s al 2p (el aporte de energía que se necesita
Hibridación sp
se compensará con la posterior formación de dos enlaces Be – F). Los
dos orbitales atómicos 2s y 2p, ahora semiocupados, se combinarán formando dos orbitales híbridos sp que se
dispondrán bajo un ángulo de 180º.
Energía
p sp
Promoción
2p
2p1
sp p
2p
Hibridación
σ
F
(sp)2
Be σ
F
BeF2
1
2s
2
2s
Cada uno de estos dos orbitales sp del
átomo de Be se solapará frontalmente con los orbitales 2p semiocupados del flúor formándose los dos enlaces Be – F.
La geometría de la molécula será lineal como consecuencia de la disposición de los orbitales híbridos sp del átomo
central (Be)
Hibridación sp2
Al combinarse un orbital atómico s con dos orbitales atómicos p
se forman tres orbitales híbridos sp2 iguales y que se disponen en un
plano formando ángulos de 120º entre sí.
Mediante esta hibridación se puede explicar la molécula de BH3.
Como en el caso anterior para que el boro (1s2 2s2 2p1) pueda
presentar la covalencia tres es necesario suponer la promoción de un
electrón del orbital 2s a uno vacante del 2p. Entre el ahora
semiocupado orbital s y los dos orbitales p se combinan para formar
tres orbitales híbridos sp2
→
+
Un orbital s Dos orbitales p
s
Energía
Promoción
2p2
s
sp2 sp2
sp2
s
(sp2)3
H
2s1
2s2
H
B
p
Hibridación
Tres orbitales sp2
Hibridación sp2
H
2p1
120º
BH3
Los enlaces B – H se producirán mediante el solapamiento frontal (enlace σ) de un orbital híbrido sp2
del boro y el orbital s del átomo de hidrógeno
Hibridación sp3
Hibridación sp3
Esta hibridación se produce cuando un orbital s y tres
109,5º
orbitales p se combinan para dar lugar a cuatro orbitales sp 3
+
iguales, que se disponen orientados hacia los vértices de un
→
tetraedro formando entre sí ángulos de 109,5º.
¿Cómo explica la TEV la molécula tetraédrica del metano
1 orbital s
3 orbitales p
4 orbitales sp3
(CH4) en la que se producen cuatro enlaces C – H iguales con
ángulos enlace H – C – H de 109,5 º?
El átomo de C (1s2 2s2 2px1 2py1) sólo tiene de dos orbitales p semiocupados. Para poder disponer de cuatro, el C
promociona un electrón situado en el orbital lleno 2s hasta uno p vacío; los cuatro orbitales semiocupados (un orbital s
y tres p) se combinan formando cuatro híbridos sp3
CH4
Energía
H
2p2
Promoción
2p3
Hibridación
H sp3
s
sp3
C
H
(sp3)4
2s2
2s1
s
H
sp3
s
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Cada uno de los cuatro enlaces C – H se produce mediante el solapamiento de un orbital s del átomo de H con
uno híbrido sp3 del átomo de C. El ángulo de enlace H – C – H será el que forman los orbitales híbridos entre sí.
Ejemplo 1. Molécula del agua. Los cuatro pares de electrones que rodean al átomo de O en esta molécula se
disponen de manera que se minimicen sus repulsiones (disposición tetraédrica). Para ello, se combinan un orbital s
(lleno) y tres orbitales p (1 lleno y 2 semiocupados) formando cuatro orbitales híbridos sp 3: dos ocupados y dos
semiocupados. Éstos últimos se utilizarán par formar los enlaces por medio de los orbitales s de los átomos de H
La geometría molecular resultante es angular. Los dos pares de electrones no enlazantes provocan repulsiones y
cierran el enlace H – O – H haciendo que éste sea menor de 109,5º.
Energía
H2O
2p4
O
Hibridación
H
(sp3)6
2s2
H
104,5º
Ejemplo 2. Molécula de amoniaco. Experimentalmente se observan ángulos de enlace H – N – H de 107,3º. La
TEV explica la molécula considerando una hibridación sp3 para el átomo central (N). Los tres orbitales híbridos
semiocupados formarán enlaces σ con los orbitales s de los átomos de hidrógeno. Quedará un orbital híbrido lleno que
ejercerá repulsiones sobre los otros tres anteriores cerrando el ángulo de enlace H – N – H
Energía
sp3
2p3
s
Hibridación
sp3 s
sp3
N
H
H
(sp3)5
sp3
2s2
s
H
NH3
Explica, a partir de la TEV, la geometría de los iones H3O+ y NH4+
Hibridación en el carbono. Moléculas con enlaces múltiples.
Debido a la importancia de la Química Orgánica vamos a estudiar las estructuras que adopta el átomo de carbono
en las moléculas orgánicas, a la vez que comprobaremos como la hibridación de orbitales nos permite explicar la
formación y geometría de moléculas que presentan enlaces dobles y triples.
● Molécula de etano (C2H6) Cada átomo de C forma cuatro enlaces covalentes sencillos (1 C – C y 3 C – H).
Necesita, por tanto, disponer de cuatro orbitales semiocupados dispuestos de manera que se minimicen las repulsiones
electrostáticas. Para ello cada C adoptará la hibridación sp3 (disposición tetraédrica). Tres de los cuatro orbitales
híbridos se solaparán con los orbitales s de los átomos de H y el cuarto orbital sp 3 lo hará con el correspondiente sp3
del otro átomo de C.
s
Energía
H
H
s
sp3
sp3
H
s
sp3 sp3
2p2
Promoción
2p3
Hibridación
sp
(sp )
2s1
Hibridación sp3 del átomo de C
C
sp3
C
s
3 4
2s2
3
sp3
H
H
sp3
s
H
s
ETANO
C2H6
● Molécula de eteno (C2H4). Cada átomo de carbono forma tres enlaces covalentes: dos
sencillos con los átomos de H y uno doble con el otro C. Ambos C se encontrarán en el centro
de un triángulo lo que sugiere una hibridación sp2 para cada uno de ellos:
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H
H
C=C
H
H
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Energía
Después de la promoción e hibridación, cada átomo de C
tendrá tres orbitales híbridos sp2 semiocupados y un orbital 2pz
no hibridado con un electrón.
2p
Promoción
Hibridación
2p
2p
Con los tres orbitales híbridos se formarán tres enlaces
(sp )
2s
2s
covalentes σ, uno mediante el solapamiento con otro orbital sp2
del otro C y los otros dos con dos orbitales s de dos átomos de
H.
El solapamiento lateral de los dos orbitales 2pz no hibridados de los átomos de C, perpendiculares al plano
formado por los tres orbitales híbridos, da lugar a la formación de un enlace pi (π) formándose, de este modo, la
segunda componente del enlace doble C = C.
Como consecuencia de este solapamiento se producen dos distribuciones
electrónicas una a cada lado del plano que contiene los núcleos de los átomos
Zonas de solapamiento lateral
2pz
2pz
que se unen.
El enlace π, formado por
solapamiento lateral, es menos fuerte
+
→
que el σ, como lo pone de manifiestos el
hecho de que la energía de enlace C = C
no es el doble de la energía de enlace C
– C; en los solapamientos laterales existe
ENLACE π
una mayor repulsión entre los núcleos
atómicos.
2
3
1
2 3
2
1
● Molécula de etino (C2H6). La estructura Lewis de esta molécula indica que posee una geometría lineal en donde
los dos átomos de C se encuentran enlazados mediante un enlace triple. Esta geometría sugiere una hibridación sp para
estos dos átomos.
Cada uno de los dos orbitales híbridos sp de un C forman un enlace σ con un orbital s del H y otro con uno sp del
carbono contiguo formando un ángulo H – C – C de 180º. Cada C dispone todavía de dos orbitales 2p (py y pz) no
hibridados, semiocupados y perpendiculares entre sí y al eje de la molécula, que se utilizan para formar dos enlaces π
mediante dos solapamientos laterales respectivamente. Este triple enlace C ≡
C, pues, consta de un enlace frontal σ y dos laterales π.
Las energías de enlace para el C ≡ C demuestran que este enlace es más
débil que tres enlaces sencillos.
(Energías de enlace: C – C: 348 kJ/mol, C = C: 612 kJ/mol y C ≡C: 837 kJ/mol)
Los enlaces múltiples impiden que una parte de la molécula gire respecto a la otra parte. Estos enlaces no tienen
libertad de giro. La explicación es que si los átomos de C que forman estos enlaces pudiesen girar, el solapamiento
lateral de sus orbitales redisminuirían y no se podrían formar los enlaces π.
Molécula de fosgeno (Cl2CO)
Cuando se forma un enlace doble, uno de ellos será π y el otro σ. Si el enlace es triple, uno de ellos será σ y los
otros dos serán π.
En las moléculas en las que el átomo central pertenezca al tercer periodo o siguientes y forme más de cuatro
enlaces covalentes, es necesario recurrir a tipos de hibridaciones más complejas. Estos átomos pueden utilizar orbitales
e incluso f, para formar los dichos enlaces. En las moléculas de PCl 5 y SF6 por ejemplo, el P y el S utilizan
hibridaciones sp3d y sp3d2 para formar sus cinco o seis enlaces, respectivamente. La orientación de estos orbitales
híbridos coincide con la propuesta por la TRPECV que son la de una bipiramide trigonal para el PCl5 y un ortoedro
para el SF6
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BENCENO
H
H
H
H
C
C
C
C
C
H
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H
H
H
H
C
C
C
H
C
C
C
C
H
H
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