Enlace Quimico

CURSO DE QUÍMICA PQ112

TEORÍAS DEL ENLACE QUÍMICO

TEORIAS SOBRE EL ENLACE QUÍMICO

Puesto que dos electrones que tienen espines apareados pueden ocupar un orbital dado en los átomos, es posible suponer que los pares electrónicos en las moléculas también ocupan alguna clase de orbital. Dado que los orbitales fueron definidos por la ecuación de Schrödinger, debemos tener una teoría de enlace que cumpliendo con las soluciones de esta ecuación, descrita los electrones en las moléculas.

Existen dos métodos para obtener soluciones aproximados: (1) El método de enlace de valencia, (2) El método del orbital molecular; sin embargo, ninguno es totalmente satisfactorio, y ambos resultan útiles para establecer las propiedades de las moléculas.

TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA

En este método, el enlace entre dos átomos se produce cuando éstos, al acercarse lo suficiente, tienen sus orbitales atómicos en una posición tal, que se superponen; es decir, un par electrónico ( un electrón de cada átomo, cada uno con su espina opuesto) ocupa un orbital de superposición para formar el enlace covalente. En la formación de estos enlaces participan los electrones de las capas de valencia.

POSTULADOS DE LA TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA: son:

I) Los orbitales que participan en la formación de los enlaces deben de tener la máxima superposición (enlace más estable)

II) Predice cualitativamente las formas o geometría de las moléculas debido a que, cuando un átomo dado forma más de un enlace covalente con otros átomos, los ángulos de enlace deberán corresponder a los ángulos entre los orbitales que se usan para el enlace. Ejemplo: una molécula diatómica tiene que ser lineal.

III) Deben de diferenciarse los enlaces formados por dos tipos de electrones:

a. Enlace : Cuando se solapan:

- Dos orbitales s

- Dos orbitales p a lo largo de sus ejes.

- Un orbital s y un orbital p.

Al solaparse estos diferentes tipos de electrones, se genera el enlace ; donde los enlaces no tienen ningún plano nodal que contenga el eje internuclear. Así:

- Superposición de orbitales s:

- Superposición de orbitales p (lineal):

- Superposición de orbitales s y p.

Un ejemplo del enlace , respecto a la superposición de orbitales s

Un ejemplo del enlace , respecto a la superposición de orbitales p (lineal)

b Enlace : Cuando se solapan dos orbitales p en sus planos paralelos, el enlace resultante es el enlace pi, ; donde, los enlaces tienen un plano nodal que contiene al eje internuclear . Así:

- Superposición de dos orbitales p (ejes paralelos).

Debe tenerse en cuenta que, ya sea en el enlace  o en el enlace , la distribución de cargas se concentra entre los átomos para formar el enlace. Así mismo, los enlaces  son más fuertes que los enlaces .

IV) Cuando entre dos átomos se forman más de un enlace, este enlace se denomina múltiple:

Enlace Doble: Cuando se comparten 2 pares de electrones en 2 conjuntos de orbitales de superposición. Ejemplo: O2 (:O=O:)

Enlace Triple: Cuando se comparten tres pares de electrones en 3 conjuntos de orbitales de superposición. Ejemplo: N2 (:NN:)

Los enlaces múltiples son más fuertes que los enlaces simples, puesto que al disociarse una molécula con un enlace doble, por ejemplo, es necesario romper dos enlaces ( un  y un )

V) Con el fin de formar orbitales con mayor capacidad de superposición es posible que los orbitales atómicos de un átomo dado, se combinen, para formar un número igual de orbitales híbridos

ORBITALES HÍBRIDOS, siempre tienen un potencial mayor de superposición que el correspondiente a los orbitales es estado fundamental a partir de los cuales se forman aquellos. Tienen direcciones que predicen ángulos de enlaces cercanos a los de las moléculas reales

Tabla de los orbitales híbridos importantes y sus formas:

Tipo de híbrido Orbitales atómicos Número de orbitales Ángulo de enlace ejemplo Geometría

sp s + p 2 180º BeH2 Lineal

sp2 s + 2(p) 3 120º BF3 Planar

sp3 s + 3(p) 4 109º CH4 Tetraédico

dsp2 d + s + 2(p) 4 90º PtCl4-2 Planar cuadrado

sp3d s + 3(p) + d 5 90º y 120 PtCl5(g) Bipiramidal trigonal

d2sp3 2(d) + s + 3(p) 6 90 CrF6-3 Octaédrico

sp3d2 s + 3(p) + 2(d) 6 90 SF6 Octaédrico

Tabla de orbitales híbridos:

TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR

Teoría enlace valencia es una de las dos propuestas para explicar el enlace en las moléculas. Explica, al menos cualitativamente, la estabilidad de los enlaces covalentes en términos del traslape de orbitales atómicos. Utilizando el concepto de hibridación, la teoría enlace valencia puede explicar las geometrías moleculares. Sin embargo, la consideración de que los electrones en una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales sólo puede ser una aproximación, ya que cada electrón en una molécula debe estar en un orbital característico de la molécula como un todo.

En algunos casos, la teoría enlace valencia no puede explicar satisfactoriamente propiedades observadas en las moléculas. Considérese la molécula de oxígeno cuya estructura de Lewis es

O=O De acuerdo con esta descripción, todos los electrones en el O2 están apareadas y la molécula debería ser diamagnética. Experimentalmente se encuentra que la molécula de oxígeno es paramagnética, con dos electrones desapareados. Este hallazgo sugiere una deficiencia fundamental en la teoría enlace valencia, la cual justifica la investigación de una propuesta de enlace alternativa, capaz de explicar las propiedades de las moléculas, incluyendo el tan común O2.

El magnetismo y otras propiedades de las moléculas se explican mejor por otra propuesta de la teoría del orbital molecular (OM). La teoría del orbital molecular describe las uniones covalentes en términos de orbitales molecu¬lares. Debemos darnos cuenta de que ninguna teoría explica perfectamente todos los aspectos del enlace; todos tienen sus puntos fuertes y débiles. Se usarán ambas teorías enfatizando una u otra de acuerdo con los requerimientos de la situación.

ORBITALES MOLECULARES DE ENLACE Y DE ANTIENLACE

De acuerdo con la teoría OM el traslape 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

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