Teorías que explican la formación del enlace covalente

• Teoría de repulsión de pares electrónicos del nivel de valencia (TRPECV)

• Teoría del enlace de valencia (TEV)

• Teoría de los orbitales moleculares (TOM)

Forma molecular está determinada por: • Distancia de enlace ⇒ Distancia en línea recta, entre los núcleos de los dos átomos enlazados. • Angulo de enlace ⇒ Angulo formado entre dos enlaces que con=enen un átomo en común. 

Modelo de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia 

La geometría molecular puede predecirse fácilmente basándonos en la 

repulsión  entre  pares  electrónicos.  En  el  modelo  de  RPECV,  [Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR)] los pares de e‐ alrededor 

de un átomo se repelen entre sí, por ello,  los orbitales que conIenen estos  pares  de  e‐,  se  orientan  de  forma que  queden  lo más  alejados 

que puedan unos de otros. 

a)   Se dibuja la estructura de Lewis. b)  Se  cuenta  el  nº  de  pares  de  e‐  de  enlace  y  de  no  enlace  alrededor  del 

átomo  central  y  se  colocan  de  forma  que  minimicen  las  repulsiones: 

Geometría de los pares de e‐. (Geometrías ideales) 

c)  La  geometría  molecular  final  vendrá  determinada  en  función  de  la importancia  de  la  repulsión  entre  los  pares  de  e‐  de  enlace  y  de  no 

enlace. 

       PNC‐PNC>PNC‐PE >PE‐PE      PNC= Par de no enlace; PE= Par de enlace 

Nº de pares de e-

Geometría Angulo de enlace

2 (AX2) Linear 180o

3 (AX3) Trigonal Planar

120o

4 (AX4) Tetrahedral 109.5o

5 (AX5) Trigonal Bipyramidal

90o / 120o

6 (AX6) Octahedral 90o

Geometría ideal 

Nº pares de e‐ 

Geometría de los pares 

de e‐  

Nº pares  de e‐  

de enlace  

Nº pares  de e‐  

de no enlace 

Geometría molecular 

Ejemplo 

Nº pares de e‐ 

Geometría de los pares 

de e‐  

Nº pares  de e‐  

de enlace 

Nº pares  de e‐  

de no enlace 

Geometría molecular 

Ejemplo 

Trigonal piramidal  Tetrahédrica 

Bent o V 

Nº pares de e‐ 

Geometría de los pares 

de e‐  

Nº pares  de e‐  

de enlace 

Nº pares  de e‐  

de no enlace 

Geometría molecular  Ejemplo 

Nº pares de e‐ 

Geometría de los pares 

de e‐  

Nº pares  de e‐  

de enlace 

Nº pares  de e‐  

de no enlace 

Geometría molecular 

Ejemplo 

Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser: 

Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones, el enlace o la molécula posee un polo + y uno ‐, o un dipolo 

No polares: Existe una distribución simétrica de los e‐, produciendo un enlace o molécula sin dipolo.  

Enlaces covalentes polares   Enlaces covalentes no polares  

H‐H 

 F‐F 

El  grado  de  polaridad  de  un  enlace  covalente  está relacionado  con  la diferencia de electronega=vidad de 

los átomos unidos. 

Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos 

cosas:  1‐ La polaridad de los enlaces de la molécula. 

 2‐ La geometría molecular CO2 

Cada  dipolo  C‐O  se  anula porque  la  molécula  es lineal 

Los dipolos H‐O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino bent. 

H2O 

Si hay pares de no enlace la molécula es polar. 

Si los pares de e‐ son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares  están  distribuidos  simétricamente  alrededor  del  átomo central. 

Teoría del enlace de valencia

• Supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales.

• La acumulación de densidad electrónica entre dos núcleos ocurre cuando un orbital atómico de valencia se fusiona con uno de otro átomo.

• Los orbitales ocupan una misma región del espacio, se solapan o traslapan.

Región de solapamiento

Región de solapamiento

Solapamiento de orbitales para formar enlaces covalentes

Teoría del enlace de valencia

• Para explicar las geometrías suponemos que los orbitales atómicos de un átomo se mezclan para formar nuevos orbitales llamados orbitales híbridos.

• El proceso de mezclar y con ello alterar los orbitales atómicos cuando los átomos se acercan para formar enlaces se denomina hibridación.

• El número total de orbitales atómicos de un átomo no cambia, el número de orbitales híbridos de un átomo es igual al número de orbitales atómicos que se combinaron.

Tipos comunes de hibridación

• • F Be F

• •

• •

• •

• •

• •

Be: 1s2 2s2

1s 2s 2p

1s 2s 2p

Estado basal:

Promoción:

• • F Be F

• •

• •

• •

• •

• •

Be: 1s2 2s2

1s 2s 2p

Estado basal:

1s 2s 2p

Promoción:

1s sp sp 2p

Hibridización:

2p 2 sp 2p

Be F F : :

Región de solapamiento

B: 1s2 2s2 2p1

1s 2s 2p

Estado basal:

1s 2s 2p

Promoción:

1s sp2 2p

Hibridización:

C: 1s2 2s2 2p2

1s 2s 2p

Estado basal:

1s 2s 2p

Promoción:

1s sp3 Hibridización:

H C H

H

H

Átomo de N aislado Átomo de N hibridizado

Átomo de O aislado Átomo de O hibridizado

Par solitario

Electrones enlazantes

Pares solitarios

Electrones enlazantes

Metano

Enlaces múltiples

En el enlace σ la nube de carga se extiende sobre y entre la zona entre los 2 núcleos a lo largo del eje del enlace (s-s o s-p).

Enlace σ

Orbitales atómicos

2py 2py

Enlace π

En el enlace π la nube de carga se extiende por encima y por debajo del plano de la molécula. Perpendicular al eje del enlace.

H H N N : : C C H

H

H

H

Un enlace σ

Un enlace σ más un enlace π

Un enlace σ más dos enlaces π

Eteno (C2H4) Uniones σ (sp2-sp2 s-sp2) y uniones π (pz-pz)

Teoría de orbitales moleculares (TOM)

La combinación de orbitales atómicos de átomos diferentes forma orbitales moleculares. Los electrones en estos orbitales pertenecen a la molécula como conjunto.

Nodo

1s 1s

σ 1s

σ *1s

+

La molécula de H2 posee un orbital molecular σ1s enlazante y un orbital σ*1s antienlazante

de mayor energía.

Orbital atómico

Orbital atómico

Átomo Átomo Molécula

Energía

Antienlazante

Enlazante

Teoría de orbitales moleculares (TOM)

• Los electrones se colocan en un diagrama de orbitales moleculares comenzando por el orbital de energía más baja (método Aufbau)

• Se colocan dos electrones en un orbital con espín opuesto (Principio de exclusión de Pauli)

• Si hay más de un orbital disponible en un mismo subnivel, se coloca un electrón en cada orbital antes de distrbuir dos en el mismo (Regla de Hund)

Átomo de H

Molécula de H2

Ene

rgía

σ*1s

σ1s

Átomo de H

1s 1s

Orden de enlace

Es el número de enlaces entre dos átomos en una molécula.

OE = ½ (Nº de e-enlanzantes - Nº de e-antienlanzantes )

• Cuanto mayor es el orden de enlace de una molécula, mayor será su estabilidad.

• A mayor estabilidad, menor reactividad química.

Átomo de H

Molécula de H2

Ene

rgía

σ*1s

σ1s

Átomo de H

1s 1s

Orbitales moleculares σ2p y π2p

2pz 2pz

2py 2py π2py

2px 2px

π*2py

π*2pz π2pz

σ*2px σ2px

σ*2p

Ener

gía

π*2p

σ2p

π2p

2p 2p

σ*2s

σ2s 2s 2s

Átomo de N Átomo de N Molécula de N2

Ener

gía

σ*2p

π*2p

σ2p

π2p

2p 2p

σ*2s

σ2s 2s 2s

Átomo de O Átomo de O Molécula de O2

Propiedades magnéticas

•  Una molécula con electrones desapareados es paramagnética, es atraída por un campo magnético.

•  Una molécula con electrones apareados es diamagnética, no interactúa con un campo magnético.

Ener

gía

σ*2p

π*2p

σ2p

π2p 2p

2p

σ*2s

σ2s

2s

2s

Átomo de N Átomo de O Molécula de NO

Fuerzas Intermoleculares •  Aparecen debido a la interacción entre una molécula/

especie/ión con sus vecinos. – Se diferencian de las Fuerzas Intramoleculares, las

cuales describen el enlace químico entre átomos •  Permiten explicar el comportamiento macroscópico de

la materia – Existen tanto fuerzas de atracción como de

repulsión •  Es importante determinar la polarizabilidad

– La facilidad con la cual se puede distorsionar la distribución electrónica de un átomo o molécula neutro para generar un dipolo

Fuerzas Intermoleculares (electrostáticas)

•  Fuerzas de interacción con iones –  Ión – dipolo inducido –  Ión – dipolo –  Ión – ión

•  Fuerzas de Van der Waals – Dispersión de London – Dipolo - dipolo inducido – Dipolo – dipolo

•  Fuerzas Puente de Hidrógeno

Fuerzas de Interacción con Iones

•  Cuando una carga puntual (ión) interacciona con moléculas neutras, induce un dipolo permanente en la nube electrónica de la molécula – Esta interacción es mayor mientras mas grande

sea la carga neta del anión/catión en cuestión – Este tipo de fuerzas es el que permite explicar la

disolución de compuestos iónicos en solventes polares como el agua

Fuerzas de Van der Waals •  Las nubes electrónicas de las moléculas pueden

polarizarse generando pequeños dipolos – Los dipolos instantáneos dan origen a las fuerzas

de dispersión de London – Los dipolos se ordenan de forma tal de maximizar

la atracción electrostática •  Estas interacciones son las más débiles de todas las

fuerzas intermoleculares

Fuerzas Puente de Hidrógeno •  Son un tipo de interacción dipolo – dipolo de muy alta

intensidad – Solamente aparecen entre moléculas en las

cuales hay un átomo de H enlazado covalentemente con un átomo muy electronegativo (F, O y N )

•  P. Atkins y L. Jones. Principios de Química . 3ra edición. Ed Panamericana. 2006.

•  R. Chang. Química. 6ta edición. Ed. MacGraw Hill. 2001.

•  R. Petrucci, W. Harwood y G. Herring. Química General. 8va edición. Ed. Prentice Hall. 2003.

•  K. Whitten, R. Davis, L. Peck y G. Stanley. Química. 8va edición. Ed. CENGAGE Learning. 2008.