Quimica, 11va Edicion - Raymond Chang-FREELIBROS-465

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10.4 Hibridación de orbitales atómicos 433
cierto. Para romper un enlace H—H se debe suministrar energía a la molécula. En la i -
gura 10.6 se muestra otra manera de visualizar la formación de una molécula de H2.
 Así, la teoría de enlace-valencia proporciona una visión más clara sobre la formación 
de los enlaces químicos que la teoría de Lewis. La teoría de enlace-valencia establece que 
una molécula estable se forma a partir de la reacción entre los átomos cuando la energía 
potencial del sistema ha disminuido al mínimo; la teoría de Lewis ignora los cambios 
energéticos en la formación de los enlaces químicos.
 El concepto del traslapo de orbitales atómicos se aplica de igual manera a otras mo-
léculas diatómicas diferentes del H2. Así, la molécula estable de F2 se forma cuando los 
orbitales 2p (que contienen el electrón no apareado) de los dos átomos de F se traslapan 
para formar un enlace covalente. De manera semejante, la formación de la molécula de 
HF se explica a partir del traslapo del orbital 1s del H con el orbital 2p del F. En cada 
caso, la teoría de EV explica los cambios en la energía potencial a medida que cambia la 
distancia entre los átomos que reaccionan. Debido a que los orbitales implicados no siem-
pre son del mismo tipo, puede verse por qué las energías de enlace y las distancias de 
enlace son diferentes en H2, F2 y HF. Como se indicó antes, la teoría de Lewis analiza 
todos los enlaces covalentes de igual forma y no ofrece una explicación respecto de las 
diferencias entre los enlaces covalentes.
10.4 Hibridación de orbitales atómicos
El concepto del traslapo de los orbitales atómicos también se aplica a moléculas poliató-
micas. Sin embargo, un esquema satisfactorio del enlace también debe explicar la geome-
tría molecular. Estudiaremos tres ejemplos de la explicación de EV para los enlaces en 
moléculas poliatómicas .
Hibridación sp3
Considere la molécula de CH4. Analizando sólo los electrones de valencia es posible re-
presentar el diagrama orbital del C como
2s 2p
hhhg
Debido a que el átomo de carbono tiene dos electrones desapareados (uno en cada uno de 
los dos orbitales 2p) en su estado fundamental, podría formar sólo dos enlaces con el 
hidrógeno. A pesar de que sí se conoce la especie CH2, es muy inestable. Para explicar 
los cuatro enlaces C—H del metano, podemos promover (es decir, excitar energéticamen-
te) un electrón del orbital 2s al 2p:
2s 2p
hhhh
Ahora hay cuatro electrones desapareados en el C, que pueden formar los cuatro enlaces 
C—H. Sin embargo, la geometría no es la correcta porque tres de los ángulos de enlace 
HCH serían de 90° (recuerde que los tres orbitales 2p en el carbono son perpendiculares 
entre sí) y se sabe que todos los ángulos HCH son de 109.5°.
 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 para prepararlos para la forma-
En la página 308 se muestra el dia-
grama orbital del átomo de F.
Revisión de conceptos
Compare la teoría de Lewis y la teoría de enlace-valencia de los enlaces químicos.
Animación
Hibridación