Teoría del Enlace de Valencia

Descripción general de la teoría del enlace de valencia

La teoría del enlace de valencia describe un enlace covalente como el solapamiento de orbitales atómicos medio llenos (cada uno conteniendo un solo electrón) que produce un par de electrones compartidos entre los dos átomos unidos. Los orbitales de dos átomos diferentes se superponen cuando una parte de un orbital y una parte de un segundo orbital ocupan la misma región del espacio. Según la teoría del enlace de valencia, un enlace covalente resulta cuando se cumplen dos condiciones: (1) un orbital en un átomo se superpone a un orbital en un segundo átomo y (2) los electrones individuales en cada orbital se combinan para formar un par de electrones. La atracción mutua entre este par de electrones con carga negativa y los núcleos de carga positiva de los dos átomos sirve para unir físicamente los dos átomos a través de una fuerza que definimos como enlace covalente. La fuerza de un enlace covalente depende del grado de superposición de los orbitales involucrados. Los orbitales que se superponen ampliamente forman enlaces más fuertes que aquellos que tienen menos superposición.

Efecto de la superposición orbital sobre la energía del sistema

La energía del sistema depende de cuánto se superpongan los orbitales. En el caso de los átomos de hidrógeno, la suma de las energías de dos átomos de hidrógeno cambia a medida que se acercan entre sí. Cuando los átomos están muy separados, no hay superposición, y por convención, la suma de las energías es cero. A medida que los átomos se mueven juntos, sus orbitales comienzan a solaparse. Cada electrón comienza a sentir la atracción del núcleo en el otro átomo. Además, los electrones comienzan a repelerse unos a otros, al igual que los núcleos. Mientras que los átomos todavía están ampliamente separados, las atracciones son ligeramente más fuertes que las repulsiones, y la energía del sistema disminuye y comienza a formarse un enlace. A medida que los átomos se acercan, el solapamiento aumenta, por lo que la atracción de los núcleos por los electrones continúa aumentando, al igual que las repulsiones entre los electrones y entre los núcleos. A cierta distancia específica entre los átomos, que varía dependiendo de los átomos involucrados, la energía alcanza su valor más bajo (más estable). Esta distancia óptima entre los dos núcleos unidos es la distancia de enlace entre los dos átomos. El enlace es estable porque, en este punto, las fuerzas de atracción y de repulsión se combinan para crear la configuración de energía más baja posible. Si la distancia entre los núcleos disminuyera aún más, las repulsiones entre los núcleos y las repulsiones a medida que los electrones están confinados en una proximidad más cercana entre sí se volverían más fuertes que las fuerzas de atracción. La energía del sistema aumentaría, lo que provocaría la desestabilización del sistema. 

Energía de enlace

La energía de enlace es la diferencia entre la energía mínima, que ocurre a la distancia de enlace y la energía de los dos átomos separados. Esta es la cantidad de energía liberada cuando se forma el enlace. Por el contrario, se requiere la misma cantidad de energía para romper el enlace. Para una molécula de H₂, a la distancia de enlace de 74 pm, el sistema es 7,24 × 10⁻¹⁹ J menor en energía que los dos átomos de hidrógeno separados. Esto puede parecer un número pequeño. Sin embargo, sabemos por nuestra descripción anterior de la termoquímica que las energías de enlace se discuten a menudo por mol. Por ejemplo, se requieren 7,24 × 10⁻¹⁹ J para romper un enlace H–H, pero se necesitan 4,36 × 10⁵ J para romper 1 mol de enlaces H–H. 

Tipos de enlaces

Además de la distancia entre dos orbitales, la orientación de los orbitales también afecta su superposición (excepto para dos orbitales s, que son esféricamente simétricos). Es posible una mayor superposición cuando los orbitales están orientados de forma que se solapen en una línea directa entre los dos núcleos. 

El solapamiento de dos orbitales s (como en H₂), el solapamiento de un orbital s y un orbital p (como en HCl) y el solapamiento de extremo a extremo de dos orbitales p (como en Cl₂) producen todos enlaces sigma (enlaces σ).

 Un enlace σ es un enlace covalente en el que la densidad electrónica se concentra en la región a lo largo del eje internuclear; es decir, una línea entre los núcleos pasaría a través del centro de la región de superposición. Los enlaces sencillos en las estructuras de Lewis se describen como enlaces σ en la teoría del enlace de valencia.

Un enlace pi (enlace π) es un tipo de enlace covalente que resulta de la superposición lado a lado de dos orbitales p. En un enlace π, las regiones de superposición orbital se encuentran en lados opuestos del eje internuclear. A lo largo del propio eje, hay un nodo, es decir, un plano sin probabilidad de encontrar un electrón.

Mientras que todos los enlaces sencillos son enlaces σ, los enlaces múltiples consisten tanto en enlaces &sigma como en enlaces π. Según las estructuras de Lewis, el O₂ contiene un enlace doble y el N₂ un enlace triple. El enlace doble consiste en un enlace σ y uno π, y el enlace triple consiste en un enlace σ y dos enlaces π. Entre dos átomos cualesquiera, el primer enlace formado siempre será un enlace σ, pero sólo puede haber un enlace σ en cualquier ubicación. En cualquier enlace múltiple, habrá un enlace &sigma, y el o los enlaces restantes serán enlaces π. Con respecto a la energía de enlace, un enlace sencillo carbono-carbono promedio es de 347 kJ/mol, mientras que en un enlace doble carbono-carbono, el enlace π aumenta la fuerza de enlace en 267 kJ/mol. Añadir un enlace π adicional provoca un aumento adicional de 225 kJ/mol. Podemos ver un patrón similar cuando comparamos otros enlaces σ y π. Por lo tanto, cada enlace π individual es generalmente más débil que un enlace &sigma correspondiente entre los mismos dos átomos. En un enlace σ, hay un mayor grado de superposición orbital que en un enlace π.

Este texto ha sido adaptado deOpenstax, Química 2e, Sección 8.1 Teoría del Enlace de Valencia.