jueves, 19 de mayo de 2016

5 TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA

Introducción // Historia // Enlace químico fuerte // Identificando el tipo de enlace // Estructuras de Lewis // Estructuras por el número de oxidación // Teoría del enlace de valencia // Teoría del orbital molecular // Enlace químico débil // Enlace químico y los estados de la materia // Referencias bibliográficas

Sin embargo todo lo que hemos hecho hasta ahora han sido expresar tips para predecir el número de enlaces y algunas de sus propiedades, pero no hemos tocado el asunto de responder ¿por qué el enlace químico existe? ¿porque los átomos individuales se unen y no permanecen separados como en los gases nobles? o ¿como definir la geometría de la molécula? (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

Adicionalmente no se explica porque enlaces de un mismo tipo puedan tener propiedades diferentes, por ejemplo los enlaces que unen la molécula de has de hidrógeno H-H y la molécula del gas de flúor F-F son en esencia un enlace covalente perfecto de tipo sigma, pero aun cuando son el mismo tipo de enlace, propiedades físicas como la energía de enlace y la distancia de enlace son diferentes. Estos y muchos otros fenómenos no pueden ser explicados por la teoría de Lewis y sus derivados (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015). 

Para un entendimiento más completo del enlace químico es necesario mirar la teoría cuántica, aunque sea en términos cualitativos. De hecho ya la empleamos en el capítulo anterior al realizar el proceso de hibridación para poder predecir la geometría molecular, pero aún no hemos señalado los aspectos cualitativos fundamentales para tener una interpretación más detallada del problema (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

Hasta el momento se han formulado dos teorías mecánico cuánticas para describir el enlace covalente. La primera es la teoría del enlace de valencia que asume que los electrones en una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. Esto nos permite mantener una imagen de los átomos individuales durante la formación de la molécula, o en otras palabras, predecir geometrías empleando solo el átomo central como guía (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

La segunda teoría se denomina orbital molecular, la cual asume la formación de orbitales moleculares a partir de los orbitales atómicos. Ninguna de las dos teorías es perfecta o explica todos los aspectos del enlace, pero tomadas en conjunto han permitido el entendimiento de las propiedades medibles de muchas moléculas (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

Comencemos la discusión de la teoría del enlace de valencia discutiendo la formación de la molécula de hidrógeno gaseoso H-H. La teoría de Lewis describe la formación de este enlace en términos del emparejamiento de electrones provenientes de cada uno de los átomos de hidrógeno (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).


Ahora ingresa la parte cuántica. Individualmente cada hidrogeno debe poseer un solo electrón en el nivel 1s, el cual tiene una forma de probabilidad esférica. El electrón en dicha posición mantiene un estado de energía determinado que podríamos llamar como estado inicial o E1. Debido a que es el estado de inicio arbitrariamente definimos que E1 es igual a cero y a partir de él se miden cambios de energía (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

El enlace sigma entre orbitales 1s se da por el sobrelapamiento del volumen probable en el cual se puede encontrar un electrón, creando un volumen efectivo en el cual es muy probable encontrar los electrones de los átomos independientes. Una vez en medio, la carga electrostática de los dos electrones mantiene unido a los núcleos positivos de ambos átomos (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015). 

La pregunta es qué pasa con la energía cuando los orbitales 1s se sobrelapan. La respuesta experimental es una emisión energética, en otras palabras, el nuevo orbital de la molécula es mucho más estable, o lo que es lo mismo, porta menos energía que los orbitales 1s por separado. En el punto más estable los núcleos se encuentran bastante cerca unidos por los dos electrones, punto de denominamos E2 (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

Ahora, más allá de E2 los núcleos no se acercan más ya que a la distancia mínima de enlace las cargas de los protones empiezan a interactuar entre sí en los dos átomos independientes, en otras palabras, los dos núcleos positivos empiezan a repelerse, por lo que para acercar más los núcleos hay que adicionar energía, y para que se toquen la energía sigue una asíntota ascendente que tiende al infinito, pero que no es infinito. De hecho tanto en las bombas de hidrogeno como en los núcleos de las estrellas dicha energía es alcanzando y los núcleos del hidrogeno se tocan.

Ahora, la repulsión provocada por los núcleos explicaría parcialmente la diferencia de propiedades del enlace tipo sigma perfecto. En la molécula de flúor la distancia mínima antes de que los núcleos empiecen a repelerse entre sí es mayor debido a que el núcleo del flúor posee una mayor carga electrostática positiva, por lo que se repelerá con más fuerza (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

En ese sentido, la teoría del enlace de valencia es una teoría para el estado energético del enlace con respecto a las cargas electrostáticas, no solo de los electrones, sino también de los núcleos, lo cual da una imagen más clara de la formación del enlace químico. En términos más generales, la teoría del enlace de valencia establece que los enlaces se forman entre átomos cuyas moléculas alcanzan un estado energético menor al de los átomos por separado (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

5.1 Enlaces sigma y enlaces pi


Los enlaces covalentes pueden diferenciarse en dos categorías básicas, el enlace sigma y el enlace pi. Reconocer las diferencias entre estos dos tipos de enlace es crucial para poder entender la geometría molecular, ya que uno de los enlaces influye fuertemente en la geometría molecular mientras que el otro no (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

5.1.1 El enlace sigma

En química el enlace covalente tipo sigma es el enlace más fuerte. Estos se forman mediante el sobrelapamiento de los orbitales atómicos para formar orbitales moleculares más estables y de menor energía. Típicamente los enlaces sigma son los primeros en formarse por lo que corresponderán a casi cualquier enlace simple; mientras que los enlaces múltiples contendrán un enlace sigma y varios enlaces pi que son más inestables. Los enlaces sigma pueden rotar subre su propio eje, permitiendo que los átomos unidos puedan rotar como un tornillo en una tuerca.

5.1.2 El enlace pi

En química los enlaces pi son enlaces covalentes que se forman mediante el sobrelapamiento de dos lóbulos de probabilidad de orbitales que posean como mínimo dos lóbulos, como los orbitales p o los orbitales d. La forma de la onda del orbital molecular es semejante a un anillo que atraviesa a ambos núcleos pero que se desaparece a medida que se acerca a los núcleos (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

La letra griega pi hace referencia a los orbitales p debido a que la simetría del orbital pi es la misma que la del orbital p cuando se los ve desde el plano del enlace. Los orbitales p son los típicos orbitales que forman los enlaces pi aunque también pueden hacerlo los orbitales d (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

Los orbitales tipo pi son usualmente más débiles e inestables que los orbitales sigma debido a que portan una mayor cantidad de energía. Adicionalmente debido a su forma de anillo, los enlaces pi no pueden rotar libremente lo que torna a las moléculas unidas por ellos fijas, pero tendientes al rompimiento, esto implica una mayor reactividad (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

En cuanto a la geometría molecular el enlace pi va a seguir la dirección del primer enlace sigma, por lo que los electrones contenidos en dicho enlace no afectaran de forma notable a los electrones de otros enlaces o a los orbitales no enlazantes.

5.2 Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRePEV)


Nuevamente las cuestiones con el enlace químico son muy complicadas por lo que solo nos enfocamos a algunos métodos heurísticos que permiten entender el modo en que se organizan las moléculas. Las moléculas unidas por enlaces covalentes pueden ser explicadas bastante bien mediante la fusión de dos modelos que aunque no están directamente relacionados, tradicionalmente se enseñan juntos: la Hibridación Molecular “HM” y la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia “TRePEV” (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

El proceso en realidad es simple, (1) hay que determinar la configuración electrónica con los cuatro números cuánticos para el ultimo nivel de energía del elemento central de una molécula, (2) realizar la hibridación de forma tal que se creen los orbitales necesarios para el número de enlaces requerido para expl9icar la molécula, (3) determinar la cantidad de enlaces y pares de electrones no enlazantes, y finalmente (4) determinar la geometría molecular más probable.

Como todos estos modelos químicos hay moléculas que no la cumplen, pero usamos este método debido a que muchas moléculas SI la cumplen.

En términos simples TRePEV establece que las moléculas covalentes son entidades tridimensionales cuyos enlaces y orbitales no enlazantes se van a organizar espacialmente de forma tal que cada uno se encuentre lo más alejado del resto como sea físicamente posible (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

En ese sentido la geometría se organiza en base a un centro molecular (E) que usualmente es el átomo menos numeroso en la molécula y una serie de posiciones que lo orbitan (X). Estas posiciones pueden ser de dos tipos, enlaces tipo sigma y orbitales no enlazantes. Los orbitales tipo pi no afectan la geometría molecular de forma evidente, por lo que no los tomamos realmente en cuenta a la hora de definir una geometría molecular en especial (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

En la siguiente tabla se pueden ver diferentes geometrías moleculares de acuerdo a la cantidad de posiciones que rodean al núcleo (E).

Como pueden haberlo notado, el problema con aplicar la TRePEV es identificar la cantidad de posiciones que rodean al centro molecular, ya que hasta el momento no hemos introducido ninguna técnica que nos permita identificar la presencia y cantidad de orbitales no enlazantes.

Para resolver el problema anterior hay que emplear el concepto de hibridación de orbitales que es una teoría independiente, pero que por tradición se enseña junto a la TRePEV ambas como parte de la Teoría del enlace de Valencia.
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5.3 Configuración electrónica en el último nivel de energía

Primero que todo, TRePEV e hibridaciones solo lo podemos aplicar fácilmente a los elementos de los grupos representativos, pues con los metales de transición y tierras raras hay una serie de complicaciones con las que generalmente no nos involucramos en cursos introductorios de química.

El primer paso corresponde a encontrar la configuración electrónica del último nivel, para ello no es necesario construir la configuración desde el nivel 1s, la tabla periódica ya nos facilita la labor.

Resaltado en verde está el dato que requerimos el cual se lee como la configuración del neón mas (3s2) (3p5). Ahora lo que necesitamos hacer es expresar el dato que nos interesa: (3s2) (3p5) como una configuración de cuatro números cuánticos. Para ello hay que recordar que el subnivel s presenta un orbital, y el subnivel p presenta tres orbitales; y que en cada orbital pueden caber máximo dos electrones. Los electrones se distribuyen de forma que queden lo más alejados entre sí por lo que solo están en parejas si ya se han llenado a la mitad todos los orbitales del nivel.

Lo fácil de esto es que aunque el nivel cambia, la configuración electrónica de los elementos en una familia es básicamente la misma (solo que hay que ignorar el subnivel d ya que nos interesa solo los orbitales en el nivel más alto), por ejemplo.


5.4 Hibridación sp


La hibridación se basa en la idea de que los orbitales individuales se combinan y alinean en un estado de energía homogéneo, una vez alineados se denominan orbitales sp. No todos los cuatro orbitales se deben hibridar al mismo tiempo, ya que algunos elementos no tienen suficientes electrones para hacerlo. Pero para explicarlo mejor hay que hacer ejemplos: 

5.4.1 Hidruro de berilio

Vamos a predecir la geometría molecular y las propiedades electrostáticas de la molécula de hidruro de berilio:

Primero que todo vamos a dibujar la molécula según las indicaciones que recibimos en los estados de oxidación, el berilio solo puede formar dos enlaces y el hidrogeno solo uno, por lo que la estructura sería una de estas posibilidades:

Para saber cuál organización es vamos a hibridar. Recuerde que se hibrida el átomo central. Primero escribimos la configuración del berilio que puede ser cualquiera de las dos opciones siguientes

Como mencionamos solo nos interesa los electrones del nivel más alto, así que solo trazamos la configuración completa para el último nivel:

Ahora el punto es este, el berilio tiene un orbital saturado en el subnivel s que no podían formar un enlace covalente, mientras que tiene tres orbitales p vacíos. Para formar un enlace se necesita un orbital con un solo electrón que reciba el electrón del átomo acompañante o átomos acompañantes, en este caso necesitamos espacio para dos electrones que vienen de dos hidrógenos.

Para lograrlo se crean orbitales híbridos igual a la cantidad de enlaces, en este caso dos y se distribuyen los electrones de forma que solo llenen medio orbital

Con los dos orbitales enlazantes sp el berilio puede recibir dos electrones ajenos, lo cual equivale a poder formar dos enlaces tipo sigma.

El berilio en consecuencia tiene dos lóbulos electrónicos que corresponden a enlaces y no posee lóbulos no enlazantes. Una vez sabido esto buscamos en la tabla de la teoría de repulsión de pares de electrones de valencia cual es la geometría más estable, es decir aquella que proporciona un ángulo lo más alejado posible en tres dimensiones.

Una vez señalada la geometría podemos concluir que la molécula de hidruro de berilio es una molécula plana, y como en sus extremos se encuentra el mismo átomo no hay una polarización, por lo tanto no generará interacciones moleculares electrostáticas débiles “es decir no se comporta como un pequeño imán”.


5.4.2 Etino

Generalmente la geometría molecular se describe en términos de moléculas muy simples, sin embargo es importante entender un concepto a cerca de las hibridaciones, y es que no necesariamente son completas. De hecho, cuando existen enlaces múltiples, las hibridaciones pueden ser diferentes.

A lo que me refiero, es que un mismo elemento puede hibridar de manera diferente, para dar origen a un diferente arreglo y a una diferente geometría, tal es el caso del carbono, cuyas geometrías variantes son de importancia crucial en la química orgánica.  Y es debido a esa importancia que he decidido colocar la hibridación del carbono sp en esta sección.

Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de la molécula.

Luego, determinamos cuantos enlaces debemos explicar. El carbono siempre posee 4 enlaces potenciales, a menos que esté haciendo la molécula de monóxido de carbono. Cada hidrógeno tiene tan solo un enlace. Por lo tanto cada carbono tendrá tres enlaces entre si y un enlace al hidrógeno.  

El problema es la geometría a elegir

Como detalle adicional, cuando tenemos enlaces múltiples solo el primer enlace va a ser hibrido de baja energía, los demás enlaces se forman entre orbitales p o d que no hibridan. En consecuencias la hibridación que debemos lograr debe explicar dos enlaces híbridos estables sp y dos orbitales p, cada uno de los cuales con un solo electrón que pueda formar enlace.

Realizaremos la hibridación desde el punto de vista de uno de los carbonos

Primero buscamos la configuración electrónica del carbono

Luego la reescribimos de forma completa solo para el último nivel de energía
(hibridación sp etino 4)
En esta forma el carbono solo puede explicar dos enlaces, por lo que comenzamos. Requerimos dos enlaces sp por lo que uno orbital p debe bajar para formar dos orbitales sp híbridos estables.

Y ahora pasamos a realizar los enlaces, primero con el carbono acompañante. El primer enlace con el carbono va a un orbital sp y este enlace estable se denomina sigma.

El segundo enlace sigma estable se va a formar con uno de los hidrógenos

Ahora faltan los otros dos enlaces con el carbono, estos enlaces no son sigma sino pi, los cuales no afectan la geometría de forma perceptible, y se orientan en la misma dirección que el enlace sigma con el carbono. Primer enlace pi:

Segundo enlace pi

Ahora para la geometría, los dos enlaces pi no afectan la geometría, por lo que desde el punto de vista del carbono hay dos lóbulos o posiciones, uno hacia el otro carbono y otro hacia el hidrogeno, lo cual concuerda con esta figura de la TRePEV

Por lo tanto la molécula es lineal en una de sus mitades, pero como ambas mitades son iguales podemos concluir confiadamente que la molécula de etino es lineal

5.5 Hibridación sp2

En la hibridación sp2 se formarán tres orbitales sp2 híbridos.

5.5.1 Hidruro de boro

(hibridacion sp2 hidruro de boro 1)
 El boro tiene un estado de oxidación de 3 (no nos importa el signo aun) por lo que va a formar tres enlaces covalentes, mientras que el hidrogeno solo puede formar un enlace covalente, pero hay tres, en consecuencia la estructura puede ser cualquiera de las siguientes

Vamos a comenzar buscado la configuración electrónica del boro

Luego la escribimos completa solo para el último nivel de energía

En esta forma solo podemos explicar un solo enlace y necesitamos tres, además de que los tres deben ser orbitales sp híbridos para formar enlaces de tipo sigma. Para lograrlo bajamos dos orbitales p y redistribuimos los tres electrones

Como son dos orbitales p los que bajan se expresa como p al cuadrado

Ahora está libre para recibir los tres electrones de tres hidrógenos diferentes

Quedan tres posiciones enlazantes. Buscamos la que más se parece en la tabla de la TRePEV

La figura se denomina trigonal planar

5.5.2 Eteno

Generalmente la geometría molecular se describe en términos de moléculas muy simples, sin embargo es importante entender un concepto a cerca de las hibridaciones, y es que no necesariamente son completas. De hecho, cuando existen enlaces múltiples, las hibridaciones pueden ser diferentes.

A lo que me refiero, es que un mismo elemento puede hibridar de manera diferente, para dar origen a un diferente arreglo y a una diferente geometría, tal es el caso del carbono, cuyas geometrías variantes son de importancia crucial en la química orgánica.  Y es debido a esa importancia que he decidido colocar la hibridación del carbono sp2 en esta sección.

Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de la molécula.

Luego, determinamos cuantos enlaces debemos explicar. El carbono siempre posee 4 enlaces potenciales, a menos que esté haciendo la molécula de monóxido de carbono. Cada hidrógeno tiene tan solo un enlace. Por lo tanto cada carbono tendrá dos enlaces entre si y un enlace a cada hidrógeno. 

El problema nuevamente es que podemos pensar en varias geometrías

Bien, ahora vamos a los detalles. Solo 1 de los 2 enlaces carbono-carbono es sigma, o sea solo uno es producto de un orbital hibrido, el otro forzadamente es un enlace pi, que se genera entre orbitales p paralelos. Es por ello que la configuración electrónica del carbono “los dos están hibridados del mismo modo” debe hacerse teniendo en cuenta tres enlaces sigma y un enlace pi, o lo que es lo mismo, tres orbitales híbridos sp2 y un orbitales p.

Ahora buscamos la configuración electrónica del carbono

Y la escribimos de forma completa solo para el último nivel de energía

Como necesitamos tres enlaces sp2 bajamos dos orbitales p.

Los dos orbitales p híbridos pueden reescribirse como p al cuadrado, pero se leen como p2

Los orbitales sp2 híbridos forman enlaces sigma y el orbital pi puede formar enlaces pi. Ahora vamos a realizar el esquema para el doble enlace entre carbonos

El doble enlace cuenta como una sola posición, en otras palabras el enlace pi va a seguir la misma dirección del enlace sigma, permitiendo la formación del enlace covalente doble.

Los otros dos enlaces covalentes polares se forman como enlaces sigma hacia los dos hidrógenos. 

Desde el punto de vista del carbono central (estamos dibujando media molécula) existen tres posiciones, así que debemos buscar en la tabla de TRePEV la geometría para tres posiciones:
La configuración trigonal planar es la que otorga más espacio entre cada una de las posiciones electrónicas, sean enlaces u orbitales no enlazantes, pero como estamos hablando de una molécula simétrica entonces es una estructura plana semejante a esto:

5.6 Hibridación sp3

5.6.1 Metano

La geometría sp3 del carbono es tal vez la más conocida de sus hibridaciones cuando trabaja con el estado de oxidación 4 “generar 4 enlaces”. Esto se debe a que es la geometría más común que adquiere el carbono en los compuestos biológicos de importancia, así como en los hidrocarburos y demás compuestos orgánicos.

Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de la molécula.

Al armar la molécula siguiendo los valores de sus estados de oxidación tenemos que el carbono formaría 4 enlaces y cada hidrogeno solo un enlace

La estructura anterior seria la forma de dibujar al metano de forma simple, una estructura plana con ángulos de 45°, el problema es que las moléculas viven en un espacio tridimensional y 90° no es la fórmula más alejada cuando hablamos de geometrías NO planas.

Vamos entonces a escribir la configuración de la tabla periódica para el carbono

Y lo escribimos de forma completa solo para el último nivel de energía

En este punto solo podemos explicar dos enlaces y un orbital NO enlazante, por lo que necesitamos hibridar de forma tal que nos queden cuatro orbitales con un electrón enlazante en cada uno.

Como tuvimos que bajar los tres orbitales p, esta hibridación se denomina sp al cubo o sp3
Todos son orbitales híbridos, por lo que este carbono sp3 formara cuatro enlaces sigma con cada uno de los carbonos.

Ahora buscamos en la tabla de TRePEV la estructura para cuatro posiciones

Tenemos el tetraedro. Como el tetraedro no es plano, se agregan más símbolos a las líneas de enlace. La cuña sólida simboliza en enlace que se acerca al punto de vista del lector y la cuña segmentada el enlace que se aleja del lector. Los enlaces pasan de estar alejados a 45° a estar alejados a 109,5° que es algo más estable.


5.6.2 Amoniaco

El amoniaco es una molécula interesante, ya que presentará un par de electrones no enlazantes que se organizará en un orbital sigma no enlazante. A pesar de que este orbital no señalará hacia otro átomo, de todas formas ocupa un lugar en el espacio.

Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de la molécula.

El nitrógeno puede tener varios poderes de enlace, pero en este caso solo debemos explicar tres, lo que nos haría dibujar cualquiera de estas posibilidades

Para saber cuál es la geometría comenzamos como siempre buscando la configuración de la tabla:

Y ahora escribiéndola completa para el último nivel de energía

En este punto podríamos decir que ya tenemos los enlaces, el problema es que los orbitales p solo forman enlaces pi, que se forman solo después de que se ha generado un enlace sigma, en otras palabras, debemos explicar no solo tres enlaces a secas, sino tres enlaces sigma a hidrógenos, no enlaces pi. En consecuencia debemos hibridar los tres orbitales en un sp3 para que se formen los enlaces sigma estables.

En este punto podemos formar tres enlaces sigma y además hay un orbital con electrones no enlazantes. Los orbitales no enlazantes repulsan a los electrones enlazantes por lo que es una geometría de cuatro posiciones.

La configuración se deriva del tetraedro pero en la tabla de TRePEV le dan otro nombre:

Trigonal piramidal

5.6.3 Agua

Siguiendo los pasos del nitrógeno, el oxígeno también hibrida de modo sp3 cuando requiere realizar dos enlaces a átomos independientes, pero al hacerlo genera orbitales sigma no enlazantes. A diferencia del nitrógeno que solo genera un orbital sigma no enlazante, el oxígeno genera dos orbitales sigma no enlazantes.

Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de la molécula.

Bien, vamos a hacerlo más rápido ahora:

Nuevamente hay dos orbitales pi libres, pero debemos explicar enlaces sigma a hidrógenos, lo cual nos obliga a hibridar

La hibridación sp3 nos deja con cuatro posiciones por lo que la estructura se desprenderá del tetraedro pero simplificada:

Buscamos el correspondiente en la tabla de TRePEV

La geometría de denomina como angular. Cabe anotar que los dos orbitales no enlazantes crean un vector resultante negativo hacia un polo, y los hidrógenos dos vectores positivos, lo cual hace del agua una molécula fuertemente polar covalente.

5.7 Hibridación sp3d

Las hibridaciones sp3 son las que permiten explicar los octetos ya que una gran cantidad de moléculas se podrían explicar por ella. En una hibridación sp3 siempre se completan ocho electrones en los orbitales híbridos de valencia, pero como se mencionó antes, no todas las moléculas cumplen octetos.

Existen hibridaciones superiores que hacen uso de los orbitales d híbridos para poder ir más allá de los ocho electrones de valencia.

5.7.1 Pentacloruro de fósforo

Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de la molécula.

Como mínimo debemos explicar 5 enlaces sigma. Vamos a ver la configuración del fósforo:

Aunque hiciéramos una hibridación sp3 solo podríamos explicar tres de los cinco enlaces, por esa razón deberemos emplear los orbitales d.

Para completar nuestros requerimientos debemos repartir los cinco electrones en cinco orbitales híbridos, el s es uno, con los p tendríamos cuatro por lo que necesitamos un orbital de.

Cinco enlaces y por lo tanto cinco posiciones, buscamos el equivalente en la tabla:

Y obtenemos el trigonal bipiramidal

5.7.2 Tetrafloruro de azufre

Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de la molécula.

Luego, determinamos cuantos enlaces debemos explicar, en este caso cuatro.

Después de esto, escribimos la configuración electrónica del átomo central solo para el último nivel de energía.

Para explicar los cuatro enlaces sigma hibridamos empleando un orbital d

Con esto tenemos cuatro enlaces y un orbital no enlazante. Buscamos el correspondiente en la tabla

El cual en español se denomina balancín.


5.7.3 Trifloruro de cloro

Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de la molécula.
Luego, determinamos cuantos enlaces debemos explicar, en este caso tres.

Después de esto, escribimos la configuración electrónica del átomo central solo para el último nivel de energía.

Hibridamos en sp3d para explicar los tres enlaces con el flúor

Lo cual nos deja con res enlaces sigma y dos orbitales no enlazantes, buscamos el correspondiente en la tabla:

Lo que nos da la forma T

5.8 Hibridación sp3d2

Continuamos con las hibridaciones que van más allá de los octetos

5.8.1 Hexafloruro de azufre

Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de la molécula.

Luego, determinamos cuantos enlaces debemos explicar, en este caso seis.

Después de esto, escribimos la configuración electrónica del átomo central solo para el último nivel de energía

Hibridamos empleando por orbitales d

Con seis posiciones enlazantes buscamos el correspondiente en la tabla

Un octaedro

5.8.2 Pentafloruro de cloro

Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de la molécula.

Luego, determinamos cuantos enlaces debemos explicar, en este caso cinco.

Después de esto, escribimos la configuración electrónica del átomo central solo para el último nivel de energía.

Hibridamos en sp3d2

Buscamos el correspondiente en la tabla

Cuadrado piramidal

5.8.3 Tetrafloruro de xenón

Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de la molécula.

Luego, determinamos cuantos enlaces debemos explicar, en este caso cuatro.

Después de esto, escribimos la configuración electrónica del átomo central solo para el último nivel de energía.

Hibdridamos en sp3d2

Buscamos el correspondiente en la tabla

Cuadrado planar

5.9 Momento dipolar

El momento dipolar hacen referencia a las cargas parciales que adquieren los miembros de una molécula cuando estos poseen electronegatividades diferentes y/o orbitales con electrones no enlazantes. Aunque existe una fórmula para calcular cuantitativamente el momento dipolar la verdad es que nos es más útil lo cualitativo en los cursos de química general (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

Una molécula que posee un momento dipolar se conoce simplemente como una molécula polar, capaz de entablar enlaces más débiles con otras moléculas, lo cual afecta las propiedades físicas del material que componen. Una sustancia sin momento dipolar la conocemos como apolar, es decir sin polos determinados, lo cual impide que forme interacciones moleculares (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

Cualitativamente podemos definir el momento dipolar como si fueran vectores. En ese sentido para que exista momento dipolar debe haber una suma neta de vectores que no se anule.

Por ejemplo


En este caso los dos vectores apuntan hacia el carbono y anulan su polaridad mutuamente, lo cual hace del etino una molécula apolar.

En el caso del agua “imagen anterior” se genera un momento dipolar en medio de los electrones no enlazantes, lo cual provoca que esta posea un momento dipolar, negativo en el oxígeno y positivo en el hidrógeno.

5.10 Geometría del enlace Iónico


Las moléculas iónicas por su parte no poseen una geometría molecular determinada, y por lo tanto no pueden ser representadas por la teoría del enlace de valencia ni tampoco por la teoría del orbital molecular, ambas teorías estan restringidas a los enlaces covalentes. Las moléculas iónicas  están compuestas por capas y capas organizadas de acuerdo a sus cargas electrostáticas, lo que hace que todo el sólido sea fuerte, pero a su vez fácil de separar en el agua.

En cuanto a los iones poliatómicos emerge el problema de la resonancia e intentar describir la geometría de uno o dos electrones deslocalizados es inútil, es por eso que ellos son descritos en términos de sus fórmulas moleculares simples.

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