EL ENLACE QUÍMICO ÍNDICE

EL ENLACE QUÍMICO

ÍNDICE

0 Introducción.

1.- Tipos de enlace 2.- Enlace covalente

2.1 Estructuras de Lewis

2.1.1 Excepciones regla octeto por defecto 2.1.2 Excepciones regla octeto por exceso.

2.1.3 Resonancia

2.2 Geometría molecular con RPECV 2.3 Polaridad

2.3.1 Enlace covalente polar 2.3.2 Molécula polar

2.4.- Teorías que explican la formación del enlace covalente.

2.5.- Teoria de enlace de Valencia.

2.5.1 Interpretación de la valencia de los elementos 2.5.2 Orbitales híbridos.

5.- Enlaces intermoleculares.

5.1 Fuerzas Van der Waals 5.2 Enlace de hidrógeno 6.- Enlace iónico

6.1 Estructura de los sólidos iónicos 6.2 Energía reticular

7.- Enlace metálico

8.- Propiedades de las sustancias según su enlace.

INTRODUCCIÓN

En los temas anteriores hemos estudiado el átomo y su estructura, pero los átomos no se encuentran aislados en la naturaleza, sino que se unen para formar compuestos. En este tema nos proponemos estudiar qué fuerzas mantienen unidos a dichos átomos en los diferentes compuestos. Con ello pretendemos explicar satisfactoriamente algunos hechos experimentales como los siguientes:

• Compuestos de fórmula idéntica como CO2 y SiO2 poseen propiedades distintas.

• El agua es un líquido a temperatura ambiente, mientras que NH3 y HF son gases.

• El LiC es un sólido, mientras que el HCl es un gas.

• El carbono grafito es un sólido conductor de la electricidad y el carbono diamante es un aislante.

• Ciertos gases se pueden solidificar o licuar con relativa facilidad mientras que otros difícilmente se pueden obtener en fases condensadas.

• Ciertos sólidos no conducen la corriente eléctrica, mientras que otros sólidos son buenos conductores de la electricidad.

En cualquier caso, cualquier teoría sobre el enlace químico, debe ser capaz de interpretar tres aspectos de los compuestos:

a) Estabilidad (energía puesta en juego en la formación del compuesto a partir de los elementos).

b) Estequiometría (fórmula del compuesto)

c) Geometría (distribución espacial de los átomos).

1.- TIPOS DE ENLACE.

A los largo de los años se han definido fundamentalmente tres tipos de enlace: Iónico, Covalente y Metálico. Se han descrito además, una serie de fuerzas intermoleculares como las fuerzas de Van der Waals y los enlaces por puentes de hidrógeno.

El enlace iónico fue postulado en 1916 por W. Kossel quien sugirió que los átomos de los elementos situados inmediatamente antes o después de los gases nobles en el sistema periódico, pueden adquirir una configuración electrónica estable por ganancia o pérdida de electrones, hasta poseer la estructura del gas noble más próximo en la tabla. Así por ejemplo, los elementos sodio, magnesio y aluminio, por pérdida de uno, dos o tres electrones respectivamente, pueden formar cationes Na⁺, Mg²⁺ y Al³⁺ que poseen configuración de gas noble: ns²np⁶.

De la misma forma, los elementos no metálicos, pueden adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo por ganancia de electrones. Es el caso de oxígeno y cloro, que formarán los aniones O^2- y Cl^-.

Una vez formados los iones por transferencia de electrones desde el átomo metálico al no metálico, éstos se mantienen unidos por fuerzas de atracción electrostática entre especies con cargas opuestas, fuerzas que denominamos enlace iónico.

El enlace covalente. Lewis (1875-1946) supone que es posible un enlace entre átomos por compartición de electrones, sin que sea necesaria la transferencia de electrones de un átomo a otro.

Esta situación se produce casi siempre entre átomos iguales o entre átomos situados muy próximos en el sistema periódico (de igual o parecida electronegatividad). Por compartición de electrones, los dos átomos tienen la posibilidad de adquirir la configuración electrónica de gas noble más próximo. Un ejemplo lo tenemos en la molécula de cloro:

Cuando el par de electrones de enlace procede de uno sólo de los dos átomos, el enlace recibe el nombre de enlace covalente dativo.

En los sólidos como el hierro o el sodio (sólidos metálicos), las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en el cristal no se pueden atribuir a la presencia de enlaces iónicos o covalentes, sino a otro tipo de enlace que denominaremos, enlace metálico.

Na - 1e

→ Na

Sodio

1s

, 2s

, 2p

, 3s

- 1e

→ 1s

, 2s

, 2p

, 3s

Ne = 1s

, 2s

, 2p

Neón

Cl + 1e

→ Cl

Cloro

Ar = 1s

, 2s

, 2p

, 3s

, 3p

Argón

1s

, 2s

, 2p

, 3s

, 2p

+ 1e

→ 1s

, 2s

, 2p

, 3s

, 3p

Na⁺ Cl^-

Fuerte atracción electrostática

C

l +

^{C l}

2.- ENLACE COVALENTE 2.1 ESTRUCTURA DE LEWIS

En las estructuras de Lewis cada átomo lo rodearemos de sus electrones de valencia, mediante puntos o cruces. En el sistema periódico, los electrones de valencia para cada átomo neutro será:

Cuando los elementos se combinan para formar compuestos, los átomos que participan en el enlace comparten pares de electrones para completar el octeto.

El H necesita un electrón para alcanzar la configuración del gas noble más cercano (He):

H + H → H H

El par de electrones compartido constituye un enlace covalente, y se denomina par enlazante.

Los pares que no forman enlace se denominan pares no enlazantes o electrones solitarios:

En algunos casos, para lograr la configuración de gas noble, los átomos han de compartir más de un par de electrones:

La regla del octeto es sólo de aplicación general para los elementos del segundo periodo, ya que para estos elementos la suma de electrones s y p no puede exceder de 8 (no pueden tener orbitales d).

Para asignar las estructuras de Lewis a moléculas formadas por elementos del 2º periodo (excepto electróndeficientes), algunas veces es útil conocer el número de enlaces que se forman en la molécula.

Para ello se aplica la fórmula:

Nº enlaces = ( Noc – Nval) / 2

Noc = nº de electrones que se requieren para que todos los átomos completen el octeto. Ej C = 8 e^-… a excepción de H = 2 e ;

Nval = nº total de electrones de valencia Ej C = 4; H = 1 … Ejemplo CO2

____Nval_______ ______Noc______

C 1 x 4 = 4 1 x 8 = 8 nº enlaces = (24 – 16)/2 = 4 enlaces O 2 x 6 = 12 2 x 8 = 16

16 24 O = C = O

*rodeamos cada átomo de 8 electrones (un enlace cuenta como 2 electrones y luego sumamos los solitarios)

Si la molécula tiene carga negativa le sumaremos el total de cargas negativas a Nval. Ej: HC2-

____Nval_______ ______Noc______

H 1 x 1 = 1 1 x 2 = 2 nº enlaces = (18 – 10)/2 = 4 enlaces C 2 x 4 = 8 2 x 8 = 16

1 carga - 1 18 H - C = C ^-

10 carga formal -1

La carga formal de un átomo es el número de electrones de valencia en el átomo neutro libre menos el número asignado* a este átomo en la estructura de Lewis.

* (los electrones asignados en la estructura son : 1 electrón por enlace + electrones solitarios) Ej : Carga formal en HC2- H - C = C ^-

H 1 – 1 = 0

C 4 – 4 = 0 C 4 – 5 = -1

2.1.1 Excepciones por octeto incompleto: Be y B

El Be y el B incumplen la regla del octeto por defecto. Otros elementos del grupo 13, tales como Al y Ga, muestran tendencia similar en sus uniones covalentes. Así, para el

BeCl2 su estructura es Cl – Be – Cl con 4 e^- de valencia en el Be F

BF3 tiene estructura F - B – F con 6 e^- de valencia en el B 2.1.2 Excepciones por exceso: hipervalencia

Solo en elementos del tercer periodo como mínimo ( S, P, Cl…) es posible encontrar moléculas donde amplian el octeto y se rodean de 10 o 12 e^-.

Esto es posible porque estos átomos diponen de la posibilidad de llenar orbitales tipo d.

Ej PCl5 , SF6 , I3-, ClF3

2.1.3 Resonancia

En algunas moléculas son posibles varias fórmulas de Lewis equivalentes, pero no idénticas, para una misma especie molecular. En estos casos se aplica el concepto de resonancia. Ej: O3

[ O = Ö ⁺– O ^- → ^-O – ⁺Ö = O ]

Ocurre con moléculas con enlaces dobles o triples y átomos con electrones solitarios.

La estructura real es una superposición de todas las estructuras resonantes. Se indica con una flecha doble →

Ninguna de las estructuras resonantes es real, es una combinación de todas las estructuras propuestas.

Las estructuras sólo difieren en la posición de los electrones. Los desplazamientos electrónicos indicados con flechas son puramente artificiales. Los electrones no se desplazan, están deslocalizados (distribuidos por la estructura).

Reglas a tener en cuenta:

1. Solo se mueven electrones, no átomos.

2. Deben cumplir la regla del octeto los átomos del 2º periodo.

3. Las estructuras más importantes o de mayor contribución al híbrido, son las que tiene: cargas negativas en átomos electronegativos, y menor número de cargas.

2.2.- GEOMETRIA MOLECULAR

La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una molécula afecta a sus propiedades físicas y químicas como, por ejemplo, el punto de fusión, el punto de ebullición la densidad y el tipo de reacciones en que pueden participar. En general, la longitud y el ángulo de los enlaces se deben determinar de forma experimental. Sin embargo, existe un procedimiento sencillo que permite predecir la geometría de las moléculas o iones con bastante éxito, si se conoce el número de electrones que rodean al átomo central, según su estructura de Lewis. El fundamento de este enfoque es la suposición de que los pares de electrones de la capa de valencia de un átomo se repelen entre sí. En una molécula poliatómica donde hay dos o más enlaces entre el átomo central y los átomos que lo rodean, la repulsión entre los electrones de diferentes pares enlazantes hace que se mantengan lo más alejados que sea posible. La geometría que finalmente adopta la molécula (definida por la posición de todos los átomos) es aquella en la que la repulsión es mínima. Este enfoque para estudiar la geometría molecular se llama modelo de repulsiones de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV), ya que explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos pares.

Dos reglas generales para la aplicación del modelo RPECV son:

• Al considerar la repulsión de pares electrónicos, los dobles enlaces y triples enlaces se pueden tratar como si fueran enlaces sencillos.

• Si una molécula tiene dos más estructuras resonantes, es posible aplicar el modelo de RPECV a cualquiera de ellas. Por lo general las cargas formales no se muestran.

• Los pares de electrones de la capa de Valencia adoptan la distribución espacial que hace máxima la separación entre ellos, es decir que los electrones se disponen lo más separadamente posible. Así los ángulos de enlace serían:

• La repulsión entre pares solitarios es mayor que entre par solitario-par enlazado y este mayor que para enlazante-par enlazante.

Ps-ps > ps-pe > pe-pe

Esto es debido a que un par de electrones libres en una molécula ocupa más espacio, experimenta mayor repulsión hacia otros pares libres y hacia los pares enlazantes. Esto hace variar los ángulos antes citados.

2.3 POLARIDAD

2.3.1 Enlace covalente polar

En el enlace covalente se comparten electrones, pero en muchas ocasiones ocurre que esta compartición no es equitativa, como pasa en la molécula de HF. A este enlace se le denomina enlace covalente polar porque los electrones pasan más tiempo en la vecindad de un átomo que del otro.

Una propiedad para distinguir el enlace covalente no polar del enlace covalente polar es la electronegatividad, es decir, la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Los elementos con electronegatividad alta tienen más tendencia para atraer electrones que los elementos con electronegatividad baja.

Los átomos con grandes diferencias de electronegatividad ( de 2 puntos o mas) tienden a formar enlaces iónicos. Si la diferencia es menor el enlace es covalente polar.

En la mayoría de los enlaces covalentes participan átomos de elementos no metálicos. Sólo los átomos del mismo elemento, con igual electronegatividad, se une por medio de un enlace covalente puro.

2.3.2.- MOLÉCULA POLAR

En un enlace covalente polar, el desplazamiento de la densidad electrónica se simboliza con una flecha cruzada (→) sobre la estructura de Lewis para indicar la dirección del desplazamiento. Ej:

H →F

La separación de cargas resultante se representa como: δ+ δ- H→F

Donde δ (delta) denota una carga parcial. Esta separación de carga queda confirmada en un campo eléctrico. Cuando se conecta el campo, las moléculas de HF orientan su extremo negativo hacia la placa positiva, y su extremo positivo hacia la placa negativa. Es posible detectar esta alineación de las moléculas de forma experimental.

X = p a r electrones

AX2 AX3 AX4 AX5 AX6

ángulo 180º 120º 109,5º 90º y 120º 90º

geometría

Una medida cuantitativa de la polaridad de un enlace es su momento dipolar (µ) que es el producto de la carga Q y la distancia r entre las cargas. µ = Q . r

Las moléculas biatómicas que contienen átomos de elementos diferentes (por ejemplo HCl, CO y NO) tienen momento dipolar y se dice que son moléculas polares. Las moléculas diatómicas que contienen átomos del mismo elemento (H2 o F2) son ejemplos de moléculas no polares porque no presenta momento dipolar. El momento dipolar de una molécula formada por tres o más átomos, está determinado tanto por la polaridad de sus enlaces como por su geometría. La presencia de enlaces polares no necesariamente implica que la molécula presenta un momento dipolar. Esto es debido a que, el momento dipolar de un enlace es una cantidad vectorial, lo que significa que tiene tanto magnitud como dirección. El momento dipolo es igual a la suma vectorial de los momentos de enlace. Así, el CO2, el BF3 o el isómero trans C2H2C2

tienen enlaces polares pero no son moléculas polares.

En cambio, El H2O, NH3 si son polares.

2.4 .- DESCRIPCIÓN DE LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE.

El modelo RPECV basado en las estructuras de Lewis, proporciona un método relativamente sencillo y directo de predecir la geometría de las moléculas. Pero, la teoría de Lewis del enlace químico no explica con claridad por qué existen los enlaces químicos. La idea de relacionar la formación de un enlace covalente con el apareamiento de electrones constituyó un paso en la dirección correcta, pero no avanzó lo suficiente. Por ejemplo, la teoría de Lewis predice un enlace sencillo en las moléculas H2 y F2 pero no explica por qué tienen energía de disociación de enlaces tan diferentes. Para una explicación más completa de la formación del enlace químico se debe recurrir a la mecánica cuántica.

Hasta la fecha se utilizan dos teorías mecano-cuánticas para describir la formación del enlace covalente y la estructura electrónica de las moléculas.

• La teoría del enlace de valencia (TEV) que supone que los electrones de una molécula ocupan los orbitales atómicos de los átomos individuales.

• La teoría de los orbitales moleculares (TOM) propone la formación de orbitales moleculares a partir de orbitales atómicos (que no veremos en este curso).

Ninguna teoría explica perfectamente todos los aspectos del enlace, pero cada una contribuye a la comprensión de muchas de las propiedades moleculares que se observan.

2.5 .- TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA.

La teoría de enlace de valencia destaca el hecho de que el enlace se produce por apareamiento de electrones de espines opuestos, al solaparse o superponerse orbitales atómicos.

2.5.1.- Interpretación de la valencia de los elementos.

De acuerdo con lo dicho podemos generalizar que cada átomo puede formar tantos enlaces covalentes como electrones desapareados posea.

Elementos alcalinos

Se caracterizan por poseer una configuración electrónica ns¹. Poseen, por tanto, un solo electrón desapareado y, por consiguiente, tienen capacidad para formar un solo enlace covalente.

Elementos alcalinotérreos

Con configuración electrónica ns². Los elementos de esta familia, al no disponer de electrones desapareados, no pueden formar, en principio, ningún enlace covalente. Sin embargo, es posible, por absorción de energía pasar a una configuración electrónica excitada:

En la que, por existir dos electrones desapareados, pueden formarse dos enlaces covalentes. La energía necesaria para pasar del estado fundamental al estado excitado, en el caso del Be es de 62Kcal/

mol; esta energía queda compensada con creces con la que se desprende en la formación de enlaces covalentes. La energía de un enlace covalente normal es del orden de 80-100 Kcal/mol.

Familia del Boro.

Los elementos de esta familia poseen una configuración electrónica en estado fundamental.

Con un solo electrón desapareado, lo que les permite la formación de un único enlace covalente.

Como en el caso anterior, por absorción de energía, puede pasar a un estado excitado

Con esta configuración puede formar tres enlaces covalentes. En el boro la energía necesaria para alcanzar este estado excitado, es de 127 Kcal/mol. Algunos elementos de esta familia, pueden presentar las dos covalencias: uno y tres.

Familia del carbono

La configuración electrónica del carbono en estado fundamental es:

Por lo que el carbono y, el resto de elementos de la familia, tendrían limitada su covalencia a dos;

pero, por consumo de 96 Kcal/mol, el carbono puede pasar a un estado excitado de configuración:

Que posibilita la formación de cuatro enlaces covalentes, que el comportamiento habitual del carbono.

Familia del nitrógeno.

A los elementos de la familia les corresponde una configuración electrónica en estado fundamental:

Por lo que tiene capacidad para formar tres enlaces covalentes. En el caso del nitrógeno, no es posible aumentar el número de electrones desapareados por promoción a orbitales vacíos, ya que los orbitales vacantes más próximos, los 3s, se encuentran energéticamente hablando, muy distantes y la energía desprendida en la formación de más enlaces no compensaría la energía consumida en alcanzar el estado excitado. El nitrógeno por tanto, nunca puede formar cinco enlaces covalentes. En cambio, puede presentar una covalencia igual a cuatro, por formación de un enlace covalente dativo, aportando el átomo de nitrógeno el par de electrones de enlace para unirse a una especie con defecto de electrones. Así como podemos interpretar la formación de un enlace entre el catión H⁺ y el amoniaco NH3 para formar el catión amonio NH4+.

El par de electrones de enlace ha sido aportado exclusivamente por el N. El hidrógeno ha aportado un orbital vacio.

En el fósforo y el resto de elementos da la familia aumenta el número de posibilidades. Al encontrarse los electrones externos en el tercer nivel o siguientes, ya existen orbitales “d” vacíos donde poder promocionar los electrones. Así, en el caso del fósforo, son posibles configuraciones electrónicas con tres y cinco electrones desapareados, lo que hace posible la formación de tres y cinco enlaces covalentes.

Además, el fósforo, al igual que el resto de elementos de la familia, puede ampliar su covalencia a cuatro, por formación de enlaces covalentes dativos, cediendo o aceptando el par de electrones de enlace.

También puede ampliar su covalencia a seis, partiendo de un estado excitado con cinco electrones desapareados y aceptando un par de electrones en un orbital “d” vacío.

Familia del oxígeno.

La configuración electrónica de la familia ns²np⁴, justifica la formación de dos enlaces covalentes:

El oxígeno tiene limitada su covalencia a dos, pues sólo tiene dos electrones desapareados y no puede ampliar dicho número al no disponer dos orbitales vacías próximas en energía. En cambio, puede formar otros dos enlaces covalentes por un mecanismo de covalencia dativa, aportando el átomo de oxígeno los dos pares de electrones. H3O⁺, y H4O²⁺.

El azufre y resto de elementos de la familia pueden adoptar configuraciones electrónicas excitadas, ya que disponen de orbitales “d” próximas vacías:

Estas últimas configuraciones justifican la covalencia cuatro y seis en compuestos como SF4 y SF6.

Familia de halógenos.

La configuración electrónica en estado fundamental ns²np⁵ justifica la formación de un solo enlace covalente en compuestos como:

El cloro y resto de halógenos pueden adquirir otras configuraciones electrónicas correspondientes a estados excitados:

Según estas últimas, se justificaría la formación de tres, cinco y siete enlaces covalentes en compuestos de cloro, bromo o yodo como IF3, IF5 o IF6.

El fluor, por no disponer de orbitales “d” vacías, sólo puede formar un enlace covalente.

En resumen, como máximo un elemento podrá formar tantos enlaces covalentes como orbitales disponibles posea, con las únicas limitaciones de tipo geométrico o estérico. Así por ejemplo, el yodo, dispone de nueve orbitales; uno s, tres p y cinco d: sin embargo el compuesto de máximo índice de coordinación que se forma es IF7. El índice de coordinación 9 no se alcanza por la imposibilidad de distribuir nueve átomos de fluor en torno a un átomo de yodo, a pesar de que el átomo de fluor es pequeño, y el átomo de yodo voluminoso.

2.5.2.- HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS

Un esquema satisfactorio de enlace debe explicar la geometría molecular. Se estudiarán tres ejemplos de la explicación de EV para los enlaces en moléculas poliatómicas.

Hibridacion sp3

Considerare la molécula de CH4. Analizando sólo los electrones de valencia es posible representar el diagrama del C como:

2 s² 2 p² ↑↓ ↑ ↑___

Debido a que el átomo de carbono tiene dos electrones desapareados (uno en cada uno de os dos orbitales 2p) en su estado fundamental, podría formar sólo dos enlaces con el hidrogeno. A pesar de que sí se conoce la especie CH2, es muy inestable. Para explicar los cuatro enlaces C-H del metano, se puede promover (es decir, excitar energéticamente) un electrón del orbital 2s al 2p.

2s 2p ↑_ ↑ ↑ ↑

Ahora hay cuatro electrones desapareados en el C, que pueden formar los cuatro enlaces C-H. Sin embargo, la geometría no es correcta porque tres de los ángulos de enlace HCH serían 90º (recuerde que los 3 orbitales 2p en el carbono son perpendiculares entre sí) y sabe que todos los ángulos HCH son de 109,5º)

Para explicar los enlaces del metano, la teoría EV utiliza el concepto hipotético de los orbitales híbridos, que son orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo, se combinan preparándose para la formación del enlace covalente. La hibridación es el término que se utiliza para explicar la mezcla de los orbitales atómicos en un átomo (por lo general el átomo central) para generar un conjunto de orbitales híbridos. Para el carbono se pueden generar cuatro orbitales híbridos equivalentes mezclando el orbital 2s con los tres 2p.

↑ ↑ ↑ ↑

Sp³

Debido a que los nuevos orbitales se formaron a partir de un orbital s y tres orbitales p, reciben l nombre de orbitales híbridos sp³. Estos cuatro orbitales híbridos están dirigidos hacia los cuatro vértices de un tetraedro regular.

Hibridación sp

El modelo RPECV predice que el cloruro de berilio (BeCl2) es una molécula lineal. El diagrama de los electrones de valencia del Be es

2s² 2p

Se sabe que el Be en estado fundamental no forma enlaces covalentes con el cloro porque sus electrones están apareados en el orbital 2s. Así que recurre a la hibridación para explicar el comportamiento de los enlaces del Be. Primero se promueve un electrón del orbital 2s al 2p de lo que resulta:

2s¹ 2p¹

Ahora el Berilio tiene dos orbitales disponibles para el enlace, el 2s y el 2p. Sin embargo, si dos átomos de Cl se combinan con el Be en este estado excitado, un átomo de Cl compartirá un electrón 2s, mientras que el otro Cl compartiría un electrón 2p, formándose dos enlaces Be-Cl no equivalentes. Este esquema contradice las evidencias experimentales. En la molécula real de BeCl2, los dos enlaces Be-Cl son idénticos en todos los aspectos. Así, los orbitales 2s y 2p se deben mezclar, o llevar a cabo una hibridación, para formar dos orbitales híbridos sp equivalentes. Estos dos orbitales híbridos se encuentran en la misma línea, el eje x, por lo que el ángulo entre ellos es de 180º. Cada uno de los enlaces Be-Cl está formado por el solapamiento de un orbital híbrido sp del Be con un orbital 3p del Cl, y la molécula BeCl2 resultante tiene geometría lineal.

Hibridación sp²

A continuación se analizará la molécula BF3 (trifluoruro de boro). Se sabe, con base en el RPECV que tiene una geometría plana. Al considerar sólo los electrones de valencia, el diagrama orbital del B es

2s² 2p¹

Primero se promueve un electrón 2s a un orbital vacío 2p:

2s¹ 2p²

Mezclando el orbital 2s con los dos orbitales 2p se generan tres orbitales híbridos sp² ↑ ↑ ↑

Sp² orbital 2p vacío

Estos 3 orbitales sp² están en un plano, y el ángulo entre cualquier para de ellos es de 120º. Cada uno de los enlaces B-F se forma por el solapamiento de un orbital híbrido sp² del boro con un orbital 2p del fluor.

La molécula de BF3 es plana, con todos los ángulos FBF iguales a 120º. Este resultado concuerda con los datos experimentales y también con las predicciones del modelo de RPECV.

Hibridación en moléculas que contienen dobles y triples enlaces

El concepto de hibridación también es útil para moléculas con dobles y triples enlaces. Considere como ejemplo la molécula de etileno C2H4. Esta molécula contiene un doble enlace carbono-carbono y que tiene una geometría plana. Es posible comprender tanto la geometría como el enlace si se considera que cada átomo de carbono tiene una hibridación sp². Se supone que solo los orbitales 2px y 2py se combinan con el

orbital 2s, y que el orbital 2pz es perpendicular al plano de los orbitales híbridos. Ahora bien, ¿cómo explicar el enlace entre los átomos de carbono? Cada átomo de carbono utiliza tres orbitales sp2 para formar los dos enlaces con los orbitales 1s de los hidrógenos y un enlace con el orbital híbrido sp2 del átomo de C adyacente. Además los dos orbitales 2pz de los dos átomos de C que no participaron en la hibridación, forman otro enlace, por solapamiento lateral.

Existe una diferencia entre los dos tipos de enlaces covalentes en el C2H2. Los tres enlaces formados por cada átomo de C son enlaces sigma (enlaces σ), esto es, enlaces covalentes formados por el solapamiento de orbitales, por los extremos; la densidad electrónica esta concentrada entre los núcleos de los átomos enlazados. El segundo tipo se llama enlace pi (enlace π), que se define como un enlace covalente formado por el solapamiento latera de los orbitales, la densidad electrónica se concentra arriba y abajo del plano que forman los núcleos de los átomos enlazados.