ORBITALES MOLECULARES
El enlace covalente entre dos átomos genera moléculas más complicadas que los átomos aislados que la originan. En toda molécula hay dos o más núcleos cuyas cargas positivas (protones) plantean el problema de conocer la disposición de los electrones alrededor de estos núcleos.
El enlace covalente entre dos átomos genera moléculas más complicadas que los átomos aislados que la originan. En toda molécula hay dos o más núcleos cuyas cargas positivas (protones) plantean el problema de conocer la disposición de los electrones alrededor de estos núcleos.
Dos hipótesis se han hecho sobre este problema.
Primera: los electrones están distribuidos en una serie de niveles de energía llamados orbitales moleculares que corresponden a toda la molécula.
Segunda: los átomos en la molécula son similares a los átomos aislados, pero uno o más electrones de valencia de uno de los dos átomos enlazados, se acomoda en la capa de valencia del otro átomo.
Los orbitales de un átomo se llenan por compartición de electrones de otro átomo. La covalencia normal se explica, por tanto, por el acoplamiento de dos orbitales semillenos y constituyen un solo orbital conocido como orbital molecular.
Así por ejemplo, el orbital molecular del hidrógeno, H2, se forma por el acoplamiento de dos orbitales s estableciéndose un enlace s—s que por encontrarse en la línea imaginaria de los núcleos se llama orbital molecular sigma (σ).
En el caso de la molécula de cloro, Cl2, el solapamiento de los orbitales atómicos p—p es también un orbital molecular tipo σ.
En la molécula de HCl se da el solapamiento s—p y el orbital molecular resultante es de tipo σ.
En otros casos el orbital molecular se forma entre dos orbitales atómicos paralelos y perpendiculares a la línea imaginaria que une ambos núcleos; en tales casos el enlace que se establece se llama enlace u orbital molecular tipo π, que únicamente se encuentra en moléculas con enlaces covalentes múltiples (doble o triple enlace).
En general, todo enlace covalente simple siempre es σ; en todo enlace doble, uno de estos dos enlaces es σ y el otro es π. En el triple enlace, uno es σ y los otros dos son π.
GEOMETRÍA MOLECULAR
Característica importante del enlace covalente es la orientación en el espacio. Solamente el orbital s, de simetría esférica con respecto al núcleo, puede formar enlaces en todas direcciones; los orbitales p se orientan en ángulos de 90°. Los orbitales híbridos también tienen orientaciones definidas; los sp se orientan en ángulos de 180° y producen moléculas de geometría lineal; los sp2 se orientan en ángulos de 120°, originando moléculas planarias (triangulares, pentagonales, hexagonales). Finalmente, los orbitales sp3 se orientan en ángulos de 109° 28' formando moléculas poliédricas (tetraédricas, piramidal). En resumen, se tiene la siguiente tabla:
En el caso de la molécula de cloro, Cl2, el solapamiento de los orbitales atómicos p—p es también un orbital molecular tipo σ.
En la molécula de HCl se da el solapamiento s—p y el orbital molecular resultante es de tipo σ.
En otros casos el orbital molecular se forma entre dos orbitales atómicos paralelos y perpendiculares a la línea imaginaria que une ambos núcleos; en tales casos el enlace que se establece se llama enlace u orbital molecular tipo π, que únicamente se encuentra en moléculas con enlaces covalentes múltiples (doble o triple enlace).
En general, todo enlace covalente simple siempre es σ; en todo enlace doble, uno de estos dos enlaces es σ y el otro es π. En el triple enlace, uno es σ y los otros dos son π.
GEOMETRÍA MOLECULAR
Característica importante del enlace covalente es la orientación en el espacio. Solamente el orbital s, de simetría esférica con respecto al núcleo, puede formar enlaces en todas direcciones; los orbitales p se orientan en ángulos de 90°. Los orbitales híbridos también tienen orientaciones definidas; los sp se orientan en ángulos de 180° y producen moléculas de geometría lineal; los sp2 se orientan en ángulos de 120°, originando moléculas planarias (triangulares, pentagonales, hexagonales). Finalmente, los orbitales sp3 se orientan en ángulos de 109° 28' formando moléculas poliédricas (tetraédricas, piramidal). En resumen, se tiene la siguiente tabla:
TIPO DE ORBITAL HIBRIDO
|
ÁNGULO DE ENLACE
|
FORMA GEOMÉTRICA DE LA MOLÉCULA
|
| sp | 180° | Lineal |
| sp2 | 120° | Triangulares, Pentagonales, Hexagonales |
| sp3 | 109°28' | Tetraédrica, Piramidal |
Aunque los orbitales híbridos orientan los enlaces hacia determinados ángulos (90°, 120°, 109° 28') con frecuencia ocurren desviaciones a causa de la presencia de átomos fuertemente positivos o negativos, de radio atómico grande o bien por la presencia de pares de electrones no compartidos en la capa de valencia; estos factores distorsionan el ángulo de enlace esperados de acuerdo con los orbitales híbridos que intervienen en el enlace.
La molécula de H2O presenta la fórmula de Lewis siguiente:
..
H—O—H
..
cada enlace H—O es simple y, por ende, tipo σ orientados en ángulos de enlace de 109°28' (ángulo tetraédrico), este sería el ángulo teórico pues el ángulo real es de 104,5°; esta distorsión se explica por la existencia de dos pares de electrones no compartidos a los que se les llama orbitales no enlazantes. De manera similar sucede con la molécula de amoníaco, NH3 pues sobre el átomo de nitrógeno se sitúa un par de electrones no enlazantes. El ángulo de enlace teórico del NH3es de 109°28' siendo el ángulo de enlace real de 107°.
Numerosos compuestos poseen moléculas con enlaces mútiples (dobles y triples). Tal es el caso de las sustancias orgánicas.
Determinenos la forma de la molécula BeH2 y su representación esquemática. Para ello efectuamos la distribución electrónica:
DIAGRAMA DE ORBITAL
DE ELECTRONES DE VALENCIA
1H: 1s1 ↑
—
1s
4Be: 1s22s2 ↑↓
—
2s
En el diagrama de orbital se observa que en el estado fundamental el átomo de berilio tiene apareados los electrones de valencia por lo que no le sería posible establecer enlaces covalentes pues para esto es imprescindible que estos electrones estén desapareados y sean, por tanto, enlazantes.
En el caso de la molécula BeH2 el átomo de berilio requiere dos electrones desapareados para formar el enlace covalente con cada átomo de hidrógeno, tal como ambos enlaces se observan en la fórmula de Lewis para esta molécula:
σ σ
H — Be — H
¿Cómo se explica esta situación? Se explica considerando que el átomo de berilio al aproximarse a los átomos de hidrógeno entra en estado de excitación lo que induce una promoción de electrones seguida de un proceso de hibridación. Este fenómeno se representa como sigue:
ESTADO
FUNDAMENTAL ESTADO
EXCITADO
4Be: 1s2╡2s2 ↑↓ ↑ ↑
— — — — —
2s 2s 2px 2py 2pz
En el Estado Excitado un electrón 2s se desplaza para ocupar el orbital 2px vacío e hibridiza; esto es, el orbital 2s se combina con el orbital 2px para generar dos orbitales híbridos sp:
↑ ↑
— —
2sp 2sp
Ya con estos dos electrones no pareados, llamados enlazantes, el átomo de berilio puede formar dos enlaces covalentes con cualquier átomo.
En el caso de la molécula de BeH2, el berilio emplea los dos orbitales híbridos sp y cada átomo de hidrógeno utiliza el electrón 1s. Los orbitales híbridos sp s
e orientan en el espacio en ángulos de 180° lo cual determina una geometría o forma lineal para la molécula BeH2, por esto, dicha molécula se puede representar así:
s sp sp s
H——Be——H ǻ= 180°
Donde: ǻ denota el ángulo de enlace
Esta molécula es también de interés en Química, los átomos que la forman tienen la siguiente distribución electrónica:
5B: [He]2s22p1 y el diagrama de orbital para los tres electrones de valencia es:
↑↑ ↓
— — — —
2s 2px 2py 2pz
y la fórmula de Lewis es:
La molécula de H2O presenta la fórmula de Lewis siguiente:
..
H—O—H
..
cada enlace H—O es simple y, por ende, tipo σ orientados en ángulos de enlace de 109°28' (ángulo tetraédrico), este sería el ángulo teórico pues el ángulo real es de 104,5°; esta distorsión se explica por la existencia de dos pares de electrones no compartidos a los que se les llama orbitales no enlazantes. De manera similar sucede con la molécula de amoníaco, NH3 pues sobre el átomo de nitrógeno se sitúa un par de electrones no enlazantes. El ángulo de enlace teórico del NH3es de 109°28' siendo el ángulo de enlace real de 107°.
Numerosos compuestos poseen moléculas con enlaces mútiples (dobles y triples). Tal es el caso de las sustancias orgánicas.
Determinenos la forma de la molécula BeH2 y su representación esquemática. Para ello efectuamos la distribución electrónica:
DIAGRAMA DE ORBITAL
DE ELECTRONES DE VALENCIA
1H: 1s1 ↑
—
1s
4Be: 1s22s2 ↑↓
—
2s
En el diagrama de orbital se observa que en el estado fundamental el átomo de berilio tiene apareados los electrones de valencia por lo que no le sería posible establecer enlaces covalentes pues para esto es imprescindible que estos electrones estén desapareados y sean, por tanto, enlazantes.
En el caso de la molécula BeH2 el átomo de berilio requiere dos electrones desapareados para formar el enlace covalente con cada átomo de hidrógeno, tal como ambos enlaces se observan en la fórmula de Lewis para esta molécula:
σ σ
H — Be — H
¿Cómo se explica esta situación? Se explica considerando que el átomo de berilio al aproximarse a los átomos de hidrógeno entra en estado de excitación lo que induce una promoción de electrones seguida de un proceso de hibridación. Este fenómeno se representa como sigue:
ESTADO
FUNDAMENTAL ESTADO
EXCITADO
4Be: 1s2╡2s2 ↑↓ ↑ ↑
— — — — —
2s 2s 2px 2py 2pz
En el Estado Excitado un electrón 2s se desplaza para ocupar el orbital 2px vacío e hibridiza; esto es, el orbital 2s se combina con el orbital 2px para generar dos orbitales híbridos sp:
↑ ↑
— —
2sp 2sp
Ya con estos dos electrones no pareados, llamados enlazantes, el átomo de berilio puede formar dos enlaces covalentes con cualquier átomo.
En el caso de la molécula de BeH2, el berilio emplea los dos orbitales híbridos sp y cada átomo de hidrógeno utiliza el electrón 1s. Los orbitales híbridos sp s
e orientan en el espacio en ángulos de 180° lo cual determina una geometría o forma lineal para la molécula BeH2, por esto, dicha molécula se puede representar así:
s sp sp s
H——Be——H ǻ= 180°
Donde: ǻ denota el ángulo de enlace
MOLÉCULA DE TRIFLUORURO DE BORO, BF3
Esta molécula es también de interés en Química, los átomos que la forman tienen la siguiente distribución electrónica:
5B: [He]2s22p1 y el diagrama de orbital para los tres electrones de valencia es:
↑↑ ↓
— — — —
2s 2px 2py 2pz
y la fórmula de Lewis es:
que muestra al átomo de boro como trivalente, pero solamente tiene un orbital semilleno para el enlace; para explicar el comportamiento químico del átomo de boro al formar moléculas como el trifluoruro de boro se acude a la promoción de electrones seguida de un proceso de hibridación, tal como se ilustra a continuación:
MOLÉCULA DE METANO, CH4
Distribución electrónica Diagrama de orbital
6C: 1s22s22p2 ↑↓ ↑ ↑
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