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20.7: Teoría del Enlace de Valencia
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Valence Bond Theory
 
TRANSCRIPCIÓN

20.7: Teoría del Enlace de Valencia

Los compuestos y complejos de coordinación presentan diferentes colores, geometrías y comportamiento magnéticos, dependiendo del átomo/ion metálico y de los ligandos de los que se componen. En un intento de explicar el enlace y la estructura de los complejos de coordinación, Linus Pauling propuso la teoría del enlace de valencia, o TEV, utilizando los conceptos de hibridación y superposición de los orbitales atómicos. De acuerdo con la TEV, el átomo o ión central de metal (ácido de Lewis) se hibrida para proporcionar orbitales vacíos de energía adecuada. Estos orbitales aceptan pares de electrones de los orbitales de los ligandos llenos (bases de Lewis) para formar enlaces covalentes de metal-ligando. El tipo de hibridación y el número de orbitales híbridos determinan la geometría del complejo.

Geometría  Hibridación   
Lineal p
Tetraédrico sp3
 Plano cuadrado   dsp2
Octaédrico  d2sp3 o sp3d

En un complejo tetraédrico, tres orbitales p vacantes y un orbital s vacante en el metal se hibridan para formar cuatro orbitales híbridos sp3, que se solapan con los orbitales de los ligandos llenos para formar el enlace covalente de coordinación. Del mismo modo, se crean seis orbitales híbridos para los complejos octaédricos mezclando los orbitales atómicos vacíos en el ion central de metal (hibridación d2sp3 sp3d2). En el caso de complejos lineales, los orbitales uno s y uno p se superponen, lo que lleva a la formación de dos orbitales híbridos sp.

Complejos orbitales internos y externos

La fuerza de los ligandos que se aproximan influye en la hibridación de los orbitales atómicos en el ión metálico central. Considere el ejemplo de un complejo octaédrico como [Co(NH3)6]3+. El ion CO3+ contiene seis electrones en los orbitales 3d y tiene los orbitales 4s y 4p vacíos. Los ligandos NH3 entrantes, que son ligandos de campo fuerte, obligan a los electrones 3d no apareados a reorganizarse y aparearse con los otros electrones 3d. Esto crea dos orbitales 3d vacíos, que se combinan con un orbital 4s y tres orbitales 4p para formar seis orbitales híbridos d2sp3 equivalentes. Los seis orbitales híbridos se superponen con los orbitales atómicos llenos de los ligandos de amoníaco para formar el complejo octaédrico. Dado que los orbitales d (3d) internos del metal participan en la hibridación, [Co(NH3)6]3+ es un complejo orbital interno. Debido a la ausencia de electrones no apareados, el complejo es diamagnético, o llamado complejo de giro bajo.

Image1

     En otro complejo octaédrico como [Co(F)6]3+, ya que el ligando de fluoruro es un ligando de campo débil, los electrones 3d6 del metal no se reorganizan. Para proporcionar orbitales vacantes para la hibridación, dos de los orbitales 4d vacíos más externos se combinan con los orbitales 4s y 4p para formar seis orbitales híbridos vacantes. Dado que se utilizan los orbitales d más externos, la hibridación se denomina hibridación sp3d2, y el complejo se denomina complejo orbital externo. La presencia de electrones no apareados hace paramagnético el complejo, y por lo tanto estos complejos también son conocidos como complejos de giro alto.

Image2

Los complejos orbitales externos o de giro alto son más lábiles y menos estables (debido a las mayores energías de los orbitales sp3d2) en comparación con los complejos orbitales internos o de giro bajo.

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