enlace quÍmico
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Trabajo de quimica que trata del enlace quimicaTRANSCRIPT
CAPÍTULO II
TEORÍA DEL ENLACE
QUÍMICO
Todo tipo de materia con la que
interactuamos diariamente está formado
por conglomerados de átomos o
compuestos químicos, incluidos los
materiales que forman parte de nuestro
cuerpo. Las sustancias empleadas para vivir
son compuestos iónicos y covalentes y cada
cual cumple funciones especiales. Siempre
que átomos o iones se unen fuertemente
unos a otros, decimos que hay un enlace
químico entre ellos. Hay tres tipos
generales de enlaces químicos: iónicos,
covalentes y
metálicos.
El término
enlace
iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas
que existen entre iones con carga opuesta.
EN
LA
CE
QU
ÍMI
Los iones podrían formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o más electrones
de un átomo a otro.
Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la
extrema izquierda de la tabla periódica y no metales de la extrema derecha (excluidos los
gases nobles, grupo 8A). Un enlace covalente es el resultado de compartir electrones entre
dos átomos. Los ejemplos más conocidos de enlaces covalentes se observan en las
interacciones de los elementos no metálicos entre sí. Los enlaces metálicos se encuentran
en metales como cobre, hierro y aluminio. En los metales, cada átomo está unido a varios
átomos vecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse dentro de
toda la estructura tridimensional del metal. Los enlaces metálicos dan pie a propiedades
metálicas típicas como elevada conductividad eléctrica y lustre.
SÍMBOLOS DE LEWIS
Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia:
los que residen en la capa exterior incompleta de los átomos. El químico estadounidense G.
N. Lewis (1875-1946) sugirió una forma sencilla de representar los electrones de valencia
de los átomos y de seguirles la pista durante la formación de enlaces, utilizando lo que
ahora se conoce como símbolos de electrón-punto de Lewis o simplemente símbolos de
Lewis.
El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más
un punto por cada electrón de valencia. Por ejemplo, el azufre tiene la configuración
electrónica [Ne]3s23p4; por tanto, su símbolo de Lewis muestra seis electrones de valencia:
Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba,
abajo, a la izquierda y a la derecha. Cada lado puede dar cabida a dos electrones como
máximo.
Los cuatro lados del símbolo son equivalentes; la colocación de dos electrones en un lado o
de uno a cada lado es arbitraria.
EN
LA
CE
QU
ÍMI
Las configuraciones electrónicas y los símbolos de Lewis de los elementos representativos
de las filas segunda y tercera de la tabla periódica se muestran en la tabla 1.
Obsérvese que el número de electrones de valencia de cualquier elemento representativo es
el mismo que el número de grupo en el que está el elemento en la tabla periódica. Por
ejemplo, los símbolos de Lewis para el oxígeno y el azufre, miembros del grupo 6A, tienen
seis puntos.
LA REGLA DEL OCTETO
Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el
mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla
periódica.
Los gases nobles tienen acomodos de electrones muy estables, como revelan sus altas
energías de ionización, su baja afinidad por electrones adicionales y su falta general de
reactividad química.
Puesto que todos los gases nobles (con excepción del He) tienen ocho electrones de
valencia, muchos átomos que sufren reacciones, también terminan con ocho electrones de
valencia.
Esta observación ha dado lugar a una pauta conocida como regla del octeto: los átomos
tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones
de valencia.
Un octeto de electrones consiste en subcapas s y p llenas de un átomo. En términos de
símbolos de Lewis, un octeto puede visualizarse como cuatro pares de electrones de
valencia dispuestos alrededor del átomo, como en la configuración de Ne en la tabla 1. Hay
muchas excepciones a la regla del octeto, pero ofrece un marco de referencia útil para
introducir muchos conceptos de enlaces importantes.
POLARIDAD DE LOS ENLACES Y ELECTRONEGATIVIDAD
Cuando dos átomos idénticos forman enlaces, como en el Cl2 o el N2, los pares de
electrones se deben compartir equitativamente. En compuestos iónicos como NaCl, en
cambio, prácticamente no se comparten electrones. El NaCl se describe mejor como
compuesto por iones de Na+ y Cl-. Efectivamente, el electrón 3s del átomo de Na se
transfiere totalmente al cloro. Los enlaces que se dan en la mayor parte de las sustancias
covalentes quedan en algún punto entre estos dos extremos.
El concepto de polaridad del enlace es útil para describir la forma en que se comparten
electrones entre los átomos. En un enlace covalente no polar, los electrones se comparten
equitativamente entre dos átomos. En un enlace covalente polar, uno de los átomos ejerce
una atracción mayor sobre los electrones de enlace que el otro.
Si la diferencia en la capacidad relativa para atraer electrones es lo bastante grande, se
forma un enlace iónico.
o ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando
está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad
para atraerlos. Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para
atraer electrones hacia así.
Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala
arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado
al flúor, el elemento más electronegativo.
Tabla 1
El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.La
electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de
ionización y su electroafinidad.
Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado,
atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante
atracciones externas; será muy electronegativo.
Variación periódica
ELECTRONEGATIVIDAD DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a
derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.
Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan
regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son
inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que
para los de la zona superior derecha.
El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que
originarán dos átomos en su unión:
El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es
apolar.
Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto
mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del
átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.
Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce
una transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies
iónicas.
EJEMPLO:
TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS
Existen diferentes tipos de enlace químico, basados todos ellos, como se ha explicado
antes en la estabilidad especial de la configuración electrónica de los gases nobles,
tendiendo a rodearse de ocho electrones en su nivel más externo. Estos tipos son:
Compuesto F2 HF LiF
Diferencia de
electronegatividad
4.0 - 4.0 = 0 4.0 - 2.1 = 1.9 4.0 - 1.0 =
3.0
Tipo de enlace Covalente no
polar
Covalente
polar
Iónico
1. ENLACE ELECTROVALENTE , IÓNICO O HETEREPOLAR
El enlace iónico está presente en todos los compuestos iónicos, es decir,
aquellos formados por la unión de un catión y un anión.
Recuerda que:
Forman cationes aquellos elementos con baja energía de ionización (izquierda de
la tabla), principalmente los metales de los grupos 1 y 2 de la tabla periódica.
Por otro lado, los elementos con alta energía de ionización (no metales de la
derecha de la tabla periódica) tienden a ganar electrones y, por tanto, forman con
facilidad aniones, al ganar un electrón.
En consecuencia, el enlace iónico se forma cuando un metal cede electrones a un no
metal. El metal se vuelve catión, alcanzando la configuración de gas noble, y el no
metal, aceptando electrones, completa su octeto, adquiriendo también una configuración
más estable. La atracción entre catión y anión es una fuerza electrostática, denominada
enlace iónico.
o Formación de un compuesto iónico
El fluroruro de litio (LiF) es un compuesto iónico. Al estar compuesto por litio y flúor,
estos elementos se han tenido que combinar para formarlo. Analicemos cada elemento
por separado:
Li, elemento del grupo 1, tiene un electrón de valencia y tendencia a formar cationes
(perdiendo un electrón). Si el litio pierde un electrón, adquiere la configuración
electrónica del helio (gas noble), formando el catión Li+.
F, elemento del grupo 7, tiene siete electrones de valencia y tendencia a formar aniones
(ganando un electrón). Si el flúor gana un electrón, adquiere la configuración electrónica
del neón (gas noble), formando el anión F-.
Por tanto, si entre ellos se combinan y el litio transfiere su electrón de valencia al flúor,
ambos ganan una gran estabilidad. Se estará formando el compuesto iónico LiF, según la
siguiente ecuación:
Observa la configuración electrónica de cada elemento después de la transferencia de
electrones (lado derecho de la ecuación). Ambos elementos han alcanzado la
configuración del gas noble más cercano.
Observaciones
La fuerza que mantiene juntos a los componentes del fluoruro de litio es la atracción
electrostática que se da entre el catión litio (carga positiva) con el anión flúor (carga
negativa).El compuesto final es eléctricamente neutro (no es un catión o anión). Esto se
denomina PRINCIPIO DE ELECTRONEUTRALIDAD: todo compuesto iónico debe
ser neutro.
Aplicando el principio de electroneutralidad, podemos deducir cuál será el compuesto
iónico que se formará entre el magnesio y el cloro:
Mg, elemento del grupo 2, tiene dos electrones de valencia. Para alcanzar la
configuración de gas noble debe perder dos electrones, formando iones Mg2+.
Cl, elemento del grupo 7, tiene siete electrones de valencia. Para alcanzar la
configuración de gas noble tiene que ganar un electrón., y forma el anión Cl-.
Usando el principio de electroneutralidad, necesitamos dos aniones cloro (Cl-) por cada
catión magnesio (Mg2+) para obtener un compuesto estable. Entonces, la ecuación de
formación del cloruro de magnesio será:
o Propiedades de los compuestos iónicos
Son sólidos a temperatura ambiente.
Se disuelven en agua.
En estado sólido no conducen la electricidad.
Conducen la electricidad si se encuentran en estado líquido o si han sido disueltos
en agua.
Tienen alto punto de fusión (temperatura de cambio de sólido a líquido), debido a la
alta energía reticular que poseen.
2. ENLACE COVALENTE U HOMOPOLAR (APOLAR O POLAR)
La mayoría de sustancias químicas no posee las características de los compuestos
iónicos (no conducen la corriente en estado líquido o poseen alto punto de fusión).
Ejemplos son la gasolina o el agua: ambas sustancias son líquidas a temperatura
ambiente. Estas propiedades diferentes deben explicarse según otro modelo de enlace,
donde no existe una transferencia de electrones de una especie a otra.
En el caso del enlace covalente, las especies que lo forman son no
metales (exclusivamente). Cuando dos no metales se unen, comparten sus electrones,
siempre intentando alcanzar la configuración del gas noble más cercano (8 electrones
alrededor de cada átomo).
OBSERVEMOS: No metales (destacados en morado) que forman enlaces
covalentes.
El H2 es un gas presente en el aire, en una concentración de 0,5%. Esta molécula está
formada por dos átomos de hidrógeno (un no metal), por tanto, la unión entre tales
átomos debe ser un enlace covalente. Utilicemos la simbología de Lewis para
representar la formación de la molécula de H2:
Ningún átomo es más electronegativo que el otro. Por tanto, los electrones no se
transfieren de una especia a otra, sino que se comparten. Observemos que cada uno de
ellos ha alcanzado la configuración del gas noble más cercano, helio, que tiene 2
electrones de valencia.
Representemos ahora la formación de la molécula de HCl (ácido clorhídrico):
La compartición del par de electrones permite que cada átomo tenga configuración de
gas noble: el hidrógeno tiene alrededor de él dos electrones (configuración electrónica
del helio), mientras que el cloro está rodeado de ocho electrones (configuración
electrónica del argón).
IMPORTANTE: Para representar el enlace se emplea un guión en vez de los dos
puntos. Sin embargo, los pares libres sí se representan como dos puntos. Así, las
estructuras de Lewis correctamente dibujadas del H2 y del HCl son:
o Enlaces múltiples, σ y π
La formación del enlace covalente no implica la compartición de un único par de
electrones entre dos átomos. Es posible que ciertos átomos, como el carbono, nitrógeno,
oxígeno y azufre, entre otros, puedan compartir dos y hasta tres pares de electrones con
otro átomo. Estos enlaces se denominan enlaces múltiples.
Por ejemplo, en la molécula de nitrógeno (N2) cada átomo de nitrógeno se encuentra
compartiendo tres pares de electrones, es decir, hay un enlace triple.
La molécula de dióxido de carbono (CO2) tiene al carbono como átomo central y
comparte dos pares de electrones con cada uno de los átomos de oxígeno unidos a él:
tiene un enlace doble con cada átomo de oxígeno.
Los enlaces múltiples se denominan enlaces π (pi), mientras que los enlaces simples se
llaman σ (sigma).
Como requisito, toda unión de átomos debe ser de al menos un enlace simple (si no, no
existiría unión). Entonces, todo enlace simple es σ. La presencia de un enlace múltiple
añade enlaces π a la unión.
En efecto, en la molécula de CO2 vemos que el carbono se une al oxígeno por un enlace
doble: existe entonces un enlace σ (el básico) y un enlace π: dos enlaces en total. Por
otro lado, en la molécula de N2 observamos una triple unión entre los átomos de
nitrógeno. Existe por tanto un enlace σ y dos enlaces π. Observa en ambas estructuras
que, independientemente del número de enlaces σ o π que posean, cada átomo tiene el
octeto completo.
3. ENLACE COVALENTE COORDINARIO, DATIVO O SEMIPOLAR
El enlace covalente coordinado, llamado también enlace dativo, es aquel en el que el
par de electrones del enlace lo aporta uno de los dos átomos, mientras que el otro lo
acepta. El átomo que cede el par de electrones se denomina donador, y el que los
acepta, aceptor.
Veamos, por ejemplo, el ion amonio, NH4+. Como ya sabemos, el amoníaco tiene un par
de electrones sin compartir sobre el átomo de nitrógeno, y como el H+ tiene una
deficiencia electrónica, puede tener lugar entre ellos un enlace de este tipo:
El enlace covalente coordinado se suele representar con una flecha dirigida del donador
al aceptor. No obstante, los cuatro enlaces N — H son equivalentes.
La sustancia donadora es una sustancia nucleófila (cede fácilmente electrones), y la
sustancia aceptora eselectrófila (capta fácilmente electrones).
Ejemplo del ión hidronio:
4. ENLACE
METÁLICO
Los metales poseen propiedades que los han hecho indispensables para el desarrollo del
hombre. En nuestros días, tenemos un contacto diario con los metales, los cuales
utilizamos en diversas formas, debido a las propiedades que los caracterizan. Por
ejemplo, es muy difícil cortar la carne con un cuchillo de plástico, pero es más fácil con
un cuchillo de metal. Por otro lado, calentamos el agua en una tetera metálica, pero no
podemos hacerlo eficientemente en una jarra de vidrio. Más de 80 elementos de la tabla
periódica son metales. Un metal está formado únicamente por un elemento de la
tabla periódica: ejemplos de metales son el hierro (Fe), cobre (Cu) o sodio (Na). La
fuerza que mantiene unidos a los átomos de un metal se llama enlace metálico.
o Propiedades de los metales
Los metales tienen las siguientes propiedades:
Brillo: reflejan el haz de luz.
Maleabilidad: capacidad de formar láminas.
Ductilidad: capacidad para ser esturados formando hilos.
Conductividad térmica: conducen el calor, por eso son fríos al tacto.
Conductividad eléctrica: movimiento ordenado de electrones frente a un campo
eléctrico.
Estas propiedades se explican mediante dos teorías: la teoría del mar de electrones y la
teoría de bandas.
5. ENLACE POR PUENTES DE HIDRÓGENO
El enlace de por puente de hidrógeno en realidad no es un enlace propiamente dicho,
sino que es la atracción experimentada por un átomo electronegativo y un átomo de
hidrógeno que están formando parte de distintos enlaces covalentes polares.
El átomo con mayor electronegatividad atraerá hacia si los electrones del enlace,
formándose un dipolo negativo, mientras que el átomo de hidrógeno, al ceder
parcialmente sus electrones, genera un dipolo de carga positiva en su entorno. Estas
cargas opuestas se atraen.
El puente de hidrógeno es un caso especial de la interacción dipolo-dipolo. El enlace por
puente de hidrógeno puede ser intermolecular (en el caso del agua por ejemplo) o puede
darse también dentro de una misma molécula, siendo denominado en este caso puente de
hidrógeno intramolecular.
El enlace de hidrógeno intermolecular es el
responsable de muchas de las cualidades del
agua. Por ejemplo, para una molécula tan
simple como la de agua, los puntos de
ebullición, fusión y la viscosidad de la misma son sorprendentemente altos. Esto se debe
a la fuerza de los enlaces de hidrógeno.
Además, cada molécula de agua puede estar unida con cuatro moléculas más, mediante
puentes de hidrógeno, ya que cada oxígeno puede formar, mediante su par libre de
electrones, dos puentes de hidrógeno, y además, los dos átomos de hidrógeno de la
molécula forman dos puentes más. Esta multitud de enlaces por puente de hidrógeno es
lo que brinda cualidades especiales al agua.
Los enlaces de hidrógeno intramoleculares intervienen en la formación de las estructuras
secundarias, terciarias y cuaternarias de las proteínas y en la estabilidad de los ácidos
nucleicos. En éstos últimos, los puentes de hidrógeno son los que unen los pares de
bases de las dos cadenas de ADN, formando la doble hélice.
De las fuerzas intermoleculares, el puente de hidrógeno es la de mayor entidad, su fuerza
es de entre 5 y 30 kJ por mol, pero existen casos en los que llega a 155 kJ por mol.
La fuerza del puente de hidrógeno es por lo general entre diez y veinte veces menor que
la de un enlace covalente promedio. Aun así, este tipo de enlace comparte algunas
características con el enlace covalente, por ejemplo, provoca distancias interatómicas
menores que la suma de los radios de Van der Waals.
Los átomos que más frecuentemente se encuentran formando puentes de hidrógeno son
el nitrógeno, oxígeno, flúor, cloro, entre otros. A continuación se detallan algunos
valores de la fuerza de puentes de hidrógeno:
Un subtipo de enlace de hidrógeno es el puente de hidrógeno simétrico, en el cual el
átomo de hidrógeno se encuentra equidistante del átomo al cual está unido
covalentemente y del átomo con el cual está formando el enlace. Es un enlace mucho
más fuerte que los puentes de hidrógeno comunes, con orden de enlace 0.5. Se ha
observado este tipo de puente en hielo a altas presiones.
6. FUERZAS INTERMOLECURALES O DE VAN DER WAALS
Como se ha visto anteriormente la interacción entre moléculas covalentes es poco
importante. No obstante si las moléculas son polares puede existir una fuerza de
atracción entre los dipolos y aun en el caso de que no lo sean es posible que el
movimiento de las cargas cree dipolos ocasionalmente lo que hace que se produzcan en
otras moléculas dipolos inducidos y de esta forma aparezcan fuerzas intermoleculares.
La energía del enlace de van der Waals es pequeña, de 1 a 2 kcal/mol. Sin embargo tiene
importancia en muchos procesos como puede ser la síntesis de proteinas en los seres
vivos.
Distinguimos tres clases de enlace de van der Waals:
Interacción entre dipolos permanentes : Tienen lugar entre moléculas polares
como el HCl. Se origina una atracción electrostática entre zonas con exceso de
carga negativa o positiva de moléculas próximas Cuanto mayor sea la polaridad de
la molécula (diferencia de electronegatividad entre los átomos que la forman), más
fuerte será la interacción.
Interacción dipolo permanente-
dipolo inducido: Se produce entre una molécula polar y otra apolar. En este caso la
molécula polar induce un dipolo en la molécula apolar y así se crea posteriormente
una atracción eléctrica entre los dipolos (el permanente y el inducido).
Interacción entre dos dipolos instantáneos: (Fuerzas de London) Se da en todos
los compuestos covalentes apolares debido a que por el movimiento de las cargas
pueden aparecer dipolos instantáneos que inducen otros dipolos en moléculas
próximas apareciendo en este momento una interacción instantánea muy débil.
7. HIBRIDIZACIÓN: ENLACE SIGMA(σ) Y ENLACE PI (π)
La Molécula es una colección de átomos unidos entre sí por pares de electrones
compartidos, los que provienen de los Orbitales Atómicos locales dentro de la
capa de valencia de cada átomo.
Esto nos permite predecir la geometría molecular. Ahora nos dedicaremos a describir
la manera que estos orbitales atómicos son utilizados para formar los enlaces y los
sitios en que residen los pares solitarios no ocupados.
H I BR I D A C I Ó N sp 3
Para comenzar, recordemos la estructura de octetos para la molécula
Metano CH4 que ya hemos estudiado, que exige que la disposición
de los pares de electrones adopten una geometría tetraédrica
alrededor del C, tal como se muestra en la Figura.
En general, estos enlaces usan electrones ubicados en los orbitales de
la capa de valencia que son los 2s, 2p del átomo C central, como los
que muestran más abajo.
Si recordamos la disposición tetraédrica perfecta, ocupando los
vértices de un cubo de manera alternada como se señala en la figura, es posible
demostrar que el ángulo H-C-H vale 109.5°, que
coincide perfectamente con el experimental.
Sin embargo, los Orbitales Atómicos de valencia (2s, 2p) del C central que se muestran
en la figura siguiente, no apuntan a las direcciones que se encuentran ocupadas por los
H de la molécula, en circunstancias que son los que realmente contienen los electrones.
OA(híbrido) = a 2s + b 2px + c 2py + d 2pz
Así, es necesario que cambien su "dirección" mediante interacciones entre sí, formando
nuevos Orbitales Atómicos conocidos como híbridos, esta vez formados como
combinación lineal entre los originales atómicos, donde los " coeficientes de mezcla "
a,b,c " indican el 'aporte' de cada uno de los originales atómicos a la dirección
tetraédrica requerida. Si bien no haremos uso de los valores de estas constantes de
mezcla, es conveniente presentar los resultados para cada una de las mezclas de 2s con
2px, 2py , 2pz , en total 4 posibilidades:
[sp3]1 = [2s + 2px + 2py + 2pz ]/2
[sp3]2 =[ 2s - 2px - 2py + 2pz ]/2
[sp3]3 =[ 2s + 2px - 2py - 2pz ]/2
[sp3]4 = [ 2s - 2px + 2py - 2pz ]/2
Lo que se logra entonces, es una mezcla de un 2s con tres 2p , lo que
genéricamente se denomina Hibridación sp3 como lo presenta la figura a
continuación.
Así, en cada uno de los vértices marcados "sp3" se encuentra preparado el átomo C
para formar enlaces con los H en la molécula metano, como se observa en la
disposición tetraédrica a continuación. Los electrones apareados ocupan la región de
los enlaces que, a su vez, forman el octeto alrededor del C.
Visto de otra manera, lo que se tiene es un nuevo " Diagrama de Energía " para estos
orbitales centrados en el C, a valores intermedios entre los 2s y los 2p originales,
Recuerde el siguiente Principio: Tan pronto un átomo requiera un conjunto de
Orbitales Atómicos dirigidos a los vértices de un Tetraedro, adoptará una nueva forma
de orbitales locales atómicos tipo sp3 útiles para enlaces
Realmente, no es extraño que esto ocurra cuando se forman moléculas, ya que los
electrones en OA's originales 2s,2p en átomos libres, hacen que la energía sea
mínima en este caso. Sin embargo, cuando este átomo se usa para formar parte en
moléculas, habrá que satisfacer nuevos requerimientos de mínima energía. Este
esquema es consistente con la idea que una molécula no es simplemente una
simple suma de sus partes.
H IBRI DA CIÓ N sp 2
Iniciemos el estudio de esta hibridación usando como ejemplo, la molécula " etileno",
C2H4, de gran importancia en la industria del plástico.
Como ya se ha visto, etileno tiene 12 e' s de valencia que se agrupan según
la siguiente estructura de octetos, donde se ve claramente que cada C se une
trigonalmente en un plano a 2 H's y un tercer C, con el ángulo HCH de
120° , lo mismo para el ángulo H-C-C. Sin embargo, los orbitales de valencia 2s, 2px,
2py, 2pz del C no poseen esta dirección para formar enlaces, así es que nuevamente
necesitamos orbitales híbridos.
Los orbitales sp3 recién discutidos no sirven para este caso porque fueron construidos
para formar ángulos de 109,5° entre enlaces en vez de los 120° que aquí se requiere.
Un set de tres orbitales formando 120° entre sí, centrados en cada C, puede lograrse
combinando un orbital 2s con 2 orbitales tipo 2p, específicamente 2px y 2py, como lo
muestra la figura. Allí hay OA's S y Px ., con similar existencia para Py a lo largo del
eje y. Se observa que los ángulos pueden ser 90° entre Px, Py.
Sin embargo una combinación lineal del tipo:
OA(híbrido sp2) = a 2s + b 2px + c 2py
Esto es, un orbital 2s más los orbitales 2px, 2py produce la dirección deseada,
combinados de la forma:
[sp2]1 = [2 · 2s + 2px ] / 6
[sp2]2 = [2 · 2s - 2px + 3 · 2py ] / 6
[sp2]3 = [ 2 · 2s - 2px - 3 · 2py ] / 6
Se ve que se generan tres orbitales híbridos en el plano xy, dirigidos a 120° entre si
como se muestra a continuación.
Esta hibridación sp2 , aplicable a todas las estructuras trigonales planas, permite que
se enlacen otros tres átomos formando 120° entre sí.
Obsérvese que aún queda libre un OA 2pz original que no
participa en esta hibridación trigonal ,por lo que
efectivamente la forma final es la que se muestra, con el
2pz perpendicular a los sp2. En general, cualquier átomo
que requiera una disposición trigonal planar para formar
enlaces llamados sigma (σ) deberá reorganizar sus OA's
originales a la forma sp2 . En el caso del C, con 4 e's de
valencia, cada sp2 dispone de un electrón para compartir
en el enlace y el 2pz también dispone de un electrón para
para formar enlaces de características pi (π).
La molécula etileno H2C=CH2 con todos sus enlaces s provenientes de la hibridación sp
usados en cada centro atómico C, como se muestra en la figura, indica que la unión C=C
es un doble enlace, uno de características sigma y otro de características pi , uno firme (σ)
que une directamente los átomos C-H y C-C y otro, no igualmente firme (π), sobre y
bajo el plano xy de la hibridación sp2, que ayuda a la unión C-C.
En síntesis, tenemos electrones para formar enlaces de características sigma y pi.
HIBRIDACIÓN sp
Es la que ocurre en moléculas con geometría lineal como el bióxido de carbono CO2 que
tiene la estructura de octetos ya estudiada.
En esta molécula el átomo central no muestra pares electrónicos solitarios y solo
comparte electrones en dobles enlaces con cada O. Puesto que la geometría resultante es
lineal, solo requiere que se formen Orbital ( híbrido sp) = a 2s + b 2px , esto es,
combinando uno de los 2p (el x ) con el 2s ,
[sp]1 = [2s + 2px ] /
[sp]2 = [2s + 2px ] /
donde es el coeficiente de normalización. Así se genera formas lineales de enlaces, a
180°entre sí, como se muestra más abajo. Además podemos decir que hay 2 orbitales
tipo 2p libres que no participan en la hibridación: 2py , 2pz .
Ahora bien, ¿cómo es la molécula CO2 en cuanto a su distribución de enlaces completa?
Para responder a esa pregunta, conviene analizar la figura que acompaña este párrafo.
Allí se muestra el átomo central C (hibridación sp más 2 OA's tipo 2p perpendiculares
entre sí) y los Oxígenos O (hibridación sp2 más un OA tipo 2p perpendicular), uno de
ellos girado 90° alrededor de la línea de unión.
Puesto que la molécula es lineal y con dobles enlaces entre carbono y oxígeno, se ve que
los enlaces σ ocurren entre los híbridos sp2 del O con el sp del C apuntando hacia cada
lado. Además, el otro enlace es de características π y se ocupan los 2p disponibles en
cada átomo (2 orbitales en C , un orbital en cada O) . Ya que los 2p del C son
perpendiculares entre sí, esto hace que el enlace π a un lado del C sea perpendicular al π
del otro lado. Esto se observa claramente al comparar los O de la izquierda y derecha de
la figura.
Por último, 8 e 's se han ocupado en la formación de enlaces, quedando 4 e 's locales en
cada O, formando 2 pares solitarios, residiendo c/par en un híbrido sp2 del Oxígeno.
HIBRIDACIÓN dsp 3
Esta hibridación corresponde a un átomo central de una molécula el
cual acepta más electrones que los que le corresponde con la regla del
octeto. Como ejemplo, tomemos PCl5 , cuya estructura de Lewis
muestra que el P central se rodea por 5 pares de electrones en enlaces,
que corresponde a una agrupación trigonal bipiramidal. Esto requiere
un conjunto de 5 nuevos orbitales híbridos en el P, cada uno de los cuales es dsp3
formado por un orbital d, un orbital s y los tres
orbitales p como lo muestra la figura.
Cada uno de estos nuevos orbitales dsp3 3 del P comparte electrones con Cl, 5 en total.
Un conjunto de 5 pares de electrones alrededor de un átomo central siempre
requiere una agrupación trigonal bipiramidal, que a su vez modifica los OA's del
átomo para formar los híbridos dsp3
Ahora bien, la estructura de octetos muestra que cada Cl se
rodea de 4 pares de electrones, los que deben ubicarse en
híbridos sp a su alrededor, tetraedricamente. Así, estamos
preparados para describir los enlaces moleculares de PCL5.
Los cinco P-Cl enlaces sigma se forman al compartir
electrones entre orbitales híbridos dsp3 del P con un orbital
híbrido sp3 3 en cada Cl. Los demás híbridos en cada Cl
alojan los pares solitarios que se acomodan tetraedricamente
para minimizar la repulsión.
