5. TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (TEV)

5. TEORÍA DEL ENLACE DE
VALENCIA (TEV)
La teoría del enlace de valencia (TEV) explica
el enlace covalente a partir de los orbitales.
Una intersección o solapamiento de un orbital de
un átomo (con un e-) con otro orbital de otro
átomo distinto (con un e-) de modo que el
conjunto de los dos orbitales atómicos
solapados forma dos orbitales moleculares
(con dos e- con momento de spin
desapareados).
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En la teoría del enlace de valencia (TEV):
•
Los orbitales atómicos (OA) que no intervienen permanecen inalterados.
•
Se forman tantos orbitales moleculares (OM) como orbitales atómicos
(OA) se hibriden.
•
Un átomo puede formar tantos enlaces como e- desapareados tenga (eque puede compartir para formar enlace), este valor se denomina
covalencia. La excepción son los enlaces covalentes dativos.
•
Los enlaces se forman por solapamiento de orbitales atómicos (OA)
formándose una zona de máxima densidad electrónica en dicha zona.
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La hibridación de orbitales atómicos es una fase previa a la formación
del enlace donde se produce una hibridación o recombinación de los
orbitales atómicos puros de un mismo átomo para resultar unos
nuevos orbitales atómicos híbridos.
Los orbitales atómicos híbridos se caracterizan por:
• Se producen el mismo número de orbitales híbridos que de orbitales
atómicos puros (del mismo nivel) de partida.
• Los orbitales híbridos son todos iguales entre sí (misma energía y
forma), solo difieren en su orientación espacial.
• Los ángulos entre los orbitales híbridos son todos iguales, están
orientados para tener el menor impedimento estérico (de volumen) y
eléctrico.
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Para formar un orbital híbrido:
• Primero se produce una promoción electrónica alcanzando un
estado excitado denominado estado de valencia.
• Luego se produce la hibridación donde hay una combinación de n
orbitales atómicos (OA) para formar n orbitales híbridos (OH).
• Todos los orbitales híbridos tienen que estar ocupados por al
menos un electrón (no pueden estar vacios).
La hibridación se produce antes de la formación del enlace, es una
preparación del átomo para formar el enlace en unas
condiciones óptimas.
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Los orbitales híbridos más comunes son:
• Orbital híbrido sp:
Se combinan un orbital s con un orbital p resultando dos
orbitales híbridos sp. Ej: BeF2
• Orbital híbrido sp2:
Se combinan un orbital s con dos orbitales p resultando tres
orbitales híbridos sp2. Ej: BF3
• Orbital híbrido sp3:
Se combinan un orbital s con tres orbitales p resultando
cuatro orbitales híbridos sp3. Ej: CH4
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Número de coordinación
Distribución
Orbital híbrido
2
Lineal
Angular
sp, pd, sd
sd
3
Plana triangular
Pirámide trigonal
sp2, p2d
pd2
4
Tetraedro
Plana cuadrada
sp3, sd3
p2d2, sp2d
Bipirámide trigonal
Pirámide tetragonal
Plana pentagonal
sp3d, spd3
sp2d2, sd4, pd4, p3d2
p2d3
Octaedro
p3d2
5
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Ejemplos
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EJERCICIO-EJEMPLO
Explicar las hibridaciones de los orbitales
atómicos de los átomos de las
siguientes moléculas:
a) Dicloro metano.
b) Borano.
c) Cloro etano.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
HIBRIDACIÓN
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