ENLACES QUÍMICOS

Geometría molecular y teorías de enlace:

Las estructuras de Lewis (bidimensionales) nos ayudan a entender la composición de las moléculas y sus enlaces covalentes. Sin embargo, no muestran uno de los aspectos más importantes: su forma tridimensional. La forma y el tamaño de una molécula dependen de los ángulos y distancias entre los núcleos de sus átomos componentes. En un enlace covalente, los electrones se ubican en la molécula de manera que la repulsiones electrostáticas se reduzcan al mínimo. Por lo tanto, el resultado de la repulsión de los electrones que se encuentran en torno al átomo central es lo que determinará la disposición que los átomos adoptarán en el espacio.

Orbitales atómicos:

En el modelo atómico surgido tras la aplicación de la Mecánica Cuántica al átomo de Böhr, se denomina orbital a cada uno de los estados estacionarios de la función de onda de un electrón en un átomo. No representan la posición concreta de un electrón en el espacio, sino que representan una región del espacio en torno al núcleo atómico en la que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada o máxima.

El nombre de los orbitales atómicos se debe a sus líneas espectroscópicas (en inglés s sharp, p principal, d diffuse y f (fundamental).

Forma de los orbitales:

Orbital s:

El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. En la figura se muestran dos formas alternativas de representar la nube electrónica de un orbital s: en la primera, la probabilidad de encontrar al electrón (representada por la densidad de puntos) disminuye a medida que nos alejamos del centro; en la segunda, se representa el volumen esférico en el que el electrón pasa la mayor parte del tiempo (mayor probabilidad de encontrarlo). Principalmente por la simplicidad de la representación es ésta segunda forma la que usualmente se emplea. Para valores del número cuántico principal mayores que uno, la probabilidad de encontrar al electrón se concentra a cierta distancia del núcleo, ya que a medida que aumenta n aumenta la energía que posee el electrón, por lo que está menos firmemente unido al núcleo.

Orbital p:

La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. En función de los valores que puede tomar el tercer número cuántico ml (-1, 0 y 1) se obtienen los tres orbitales p simétricos respecto a los ejes x, z e y. Análogamente al caso anterior, en los orbitales p al incrementarse el valor del número cuántico principal la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico.

Orbital d:

Los orbitales d tienen una forma más diversa: cuatro de ellos tienen forma de 4 lóbulos de signos alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones del espacio), y el último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble cono nodal).

Orbital f:

Los orbitales f tienen formas aún mas exóticas, que se pueden derivar de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d.

HIBRIDACIÓN o HIBRIDIZACIÓN:

Es la combinación lineal de orbitales atómicos de un mismo átomo para dar orbitales atómicos híbridos.

a) Hibridación sp: Ocurre cuando se combina un orbital s con otro p para formar DOS orbitales híbridos sp, cuya energía es intermedia entre la de los orbitales s y p.

Como los orbitales formados se ubican en un ángulo de 180º, las moléculas formadas son lineales. Ejemplo: la hibridización del Be en la molécula de BeCl2 (Cloruro de Berilio). El Be puede formar 2 enlaces iguales con 2 átomos de cloro, los enlaces se ubican en forma opuesta por la repulsión de los pares electrónicos.

Los orbitales se representan en la figura:

Figura: Un orbital s y un orbital p se pueden hibridar para formar 2 orbitales sp equivalentes, cuyos lóbulos grandes apuntan en direcciones opuestas, con una separación de 180º.

b) Hibridación sp2:

Se combina un orbital s con dos orbitales p para dar tres orbitales híbridos sp2 equivalentes.

Los orbitales se representan gráficamente en la figura:

Figura: un orbital s y dos orbitales p pueden hibridarse para formar tres orbitales atómicos híbridos sp2 equivalentes. Los lóbulos grandes de estos orbitales apuntan hcia las esquinas de un triángulo equilátero.

El átomo puede formar 3 enlaces iguales entre sí, que forman ángulos de 120º debido a la repulsión de los pares electrónicos. La molécula formada es triangular, Ejemplo BCl3 (tricloruro de boro), BF3 (trifluoruro de boro), etc.

c) Hibridación sp3:

Se combina un orbital s con tres orbitales p para dar 4 orbitales híbridos sp3.

Los elementos que presentan esta hibridación forman moléculas tetraédricas, en las cuales el ángulo de enlace es, salvo excepciones, 109,4º. Ejemplo el carbono en la molécula de tetracloruro de carbono (CCl4).

Otros elementos que presentan esta hibridación son el N en el amoníaco (NH3), donde los ángulos de enlace son 107º; y el O en el H2O, con ángulos de 104,5º. En estos dos casos el ángulo de enlace no es 109,5º por la repulsión ejercida por los pares de electrones no enlazantes.

Figura: Los enlaces del H2O pueden visualizarse en términos de la

hibridización sp3 de los orbitales del oxígeno. Dos de los 4 orbitales

híbridos se traslapan con los orbitales 1s de cada hidrógeno para

formar enlaces covalentes. Los otros dos orbitales híbridos están

ocupados por pares no enlazantes de electrones.

Los orbitales híbridos sp3 se muestran en la figura:

Figura: Formación de cuatro orbitales híbridos sp3 equivalentes, a partir de la unión de un orbital s con tres orbitales p.

Otros tipos de hibridación:

d sp3: es la combinación de un orbital s + un orbital d + tres orbitales p, dando como resultado cinco orbitales hibridos d sp3. Ej. El átomo de fósforo en la molécla de PF5 (pentafluoruro de fósforo).

d2 sp3:

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