ENLACE QUÍMICO

ÍNDICE

1. Introducción

2. Tipos de enlaces

3. Enlace Covalente

4. Teoría de Lewis

   • Regla del octeto

   • Ejemplos

   • Excepciones a la regla del octeto

   • Tipos de enlace covalente

   • Polaridad de los enlaces, momento bipolar

   • Parámetros del enlace covalente

5. Teoría del enlace de valencia

   • Solapamiento de orbitales, tipos

   • Características del solapamiento

   • Ejemplos

   • Limitaciones de la teoría del enlace de valencia

   • Hibridación de orbitales atómicos

     • Características

     • Tipos

     • Ejemplos

6. Enlaces intermoleculares

   • Molécula polar-molécula polar

     • • Enlace de Hidrógeno

   • Molécula polar-molécula apolar

   • Molécula apolar-molécula apolar

   • Ion-Molécula polar

   • Ion-Molécula apolar

7. Propiedades del enlace covalente

8. Enlace Iónico

9. Mecanismo de formación del enlace iónico

10. Balance energético del enlace iónico. Ciclo de Born-Haber. Energía reticular.

11. Propiedades del enlace iónico

12. Enlace metálico

13. Modelo del mar de electrones

14. Propiedades del enlace metálico

ENLACE QUÍMICO

1.- INTRODUCCIÓN

A excepción de los gases nobles o algunos metales nobles que se presentan en forma de átomos aislados, los demás elementos químicos siempre aparecen combinados, formando todas y cada una de las estructuras materiales, tanto inanimadas (rocas, minerales) como con vida (seres vivos, animales y vegetales).

¿Por qué se unen los átomos?

Los átomos, moléculas e iones se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad.

La energía de los átomos enlazados, es menor que la que tenían libres y por eso tienden, espontáneamente, a unirse; pasando de ese modo a un estado combinado de mayor estabilidad.

Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.

La respuesta al cómo se unen los átomos constituye el objetivo de este tema.

2.- TIPOS DE ENLACE QUÍMICO

3.- ENLACE COVALENTE

El enlace covalente es un enlace formado por elementos que comparten electrones. El número de esos electrones compartidos es la llamada covalencia o valencia covalente.

Esta unión se da entre elementos de E.N. alta, con valores iguales o muy parecidos.

El mecanismo de formación del enlace covalente se puede explicar a partir de:

A) TEORÍA DE LEWIS

B) TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA

A) TEORÍA DE LEWIS

Los gases nobles poseen una gran estabilidad química, existen como moléculas monoatómicas y tienen una configuración electrónica saturada en el nivel más externo (ns²p⁶: 8 e^–, excepto el He: 2e^–)

Teoría del “octeto”:

“Todos los elementos químicos, al reaccionar tienden a adquirir la configuración del gas noble más próximo a ellos.”

La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis:

Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones.

• Lewis pensó que el par de electrones compartido atraía los núcleos entre los que estaba situado y, así, los mantenía unidos.
• Cada pareja de electrones compartidos forma un enlace.
• Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.
• Para el estudio del enlace químico es cómodo representar a los átomos mediante los símbolos o diagramas de Lewis, que indica los electrones de valencia de un átomo mediante puntos alrededor de su símbolo:

EJEMPLOS

1.- Molécula de hidrógeno (H₂):

El hidrógeno con un solo electrón tratará de ganar otro para tener la configuración 1 s² (He). Dos átomos de H al enlazarse no les queda otra solución que compartir sus dos electrones, según el siguiente diagrama de Lewis:

H: 1s¹ → H·con otro átomo H·formará:H : H → H – H → H₂

2.- Molécula de cloro: Cl₂.

Diagrama de Lewis del cloro: 3s²p⁵:

Cada átomo queda rodeado de 8 electrones, 6 propios y 2 compartidos.

Los dos átomos de cloro se unen mediante un enlace sencillo, compartiendo un par de electrones o doblete enlazante. Los otros 6 electrones quedan como tres dobletes no enlazantes.

3.- Molécula de oxígeno: O₂.

Diagrama de Lewis del oxígeno: capa de valencia 2s²p⁴:

Cada átomo queda rodeado de 8 electrones, 4 propios y 4 compartidos.

Los dos átomos de oxígeno se unen mediante un enlace doble, compartiendo dos pares de electrones o dos dobletes enlazantes. Los otros 4 electrones quedan como dos dobletes no enlazantes.

4.- Molécula de nitrógeno: N₂.

Diagrama de Lewis del nitrógeno: capa de valencia 2s²p³:

Cada átomo queda rodeado de 8 electrones, 2 propios y 6 compartidos.

Los dos átomos de N se unen mediante un enlace triple, compartiendo tres pares de electrones o tres dobletes enlazantes. Los otros 2 electrones quedan como un doblete no enlazante.

5.- Molécula de cloruro de hidrógeno: HCl.

Diagrama de Lewis del cloro: capa de valencia 3s²p⁵:

Diagrama de Lewis del hidrógeno: capa de valencia 1s¹:

6.- Molécula de agua: H₂O

Diagrama de Lewis del oxígeno: capa de valencia 2s²p⁴:

Diagrama de Lewis del hidrógeno: capa de valencia 1s¹:

7.- Molécula de amoníaco: NH₃

Diagrama de Lewis del nitrógeno: capa de valencia 2s²p³:

Diagrama de Lewis del hidrógeno: capa de valencia 1s¹:

8.- Molécula de metano: CH₄

Diagrama de Lewis del carbono: capa de valencia 2s²p²:

Diagrama de Lewis del hidrógeno: capa de valencia 1s¹:

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

a) Por defecto: moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto.

Ejemplo: BF₃

Diagrama de Lewis del flúor: capa de valencia 2s²p⁵:

Diagrama de Lewis del boro: capa de valencia 2s²p¹:

Cada átomo de flúor queda rodeado de 8 electrones, 6 propios y 2 compartidos.

Sin embargo, el átomo de boro queda rodeado de 6 electrones. No cumple la regla de Lewis por defecto.

b) Por exceso: moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octeto.

Ejemplo: PCl₅

Diagrama de Lewis del fósforo: capa de valencia 3s²p³

Diagrama de Lewis del cloro: capa de valencia 3s²p⁵:

Cada átomo de cloro queda rodeado de 8 electrones.

El átomo de fósforo queda rodeado de 10 electrones. No cumple la regla de Lewis por exceso.

Otros ejemplos: XeF₄, ClF₃, SF₄, XeF₂

Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de electrones extras.

TIPOS DE ENLACE COVALENTE

a) Enlace covalente apolar u homopolar:

Se da entre elementos que tienen la misma electronegatividad (elementos iguales).

Como los dos elementos que forman el enlace tienen la misma EN, los electrones del enlace están igualmente atraídos por los dos átomos unidos.

b) Enlace covalente polar o heteropolar:

Se da entre elementos que tienen electronegatividad alta pero distinta (elementos diferentes).

Como los dos elementos que forman el enlace tienen distinta EN, los electrones del enlace están más fuertemente atraídos por el elemento más electronegativo y estarán más cercanos a éste elemento.

A :  B →Enlace covalente apolar, si EN(A) = EN(B)

A: B →Enlace covalente polar, si EN(A) > EN(B)

A:B →Enlace covalente polar, si EN(B) > EN(A)

Polaridad de los enlaces. Momento dipolar

En una molécula polar al no quedar los electrones de valencia equidistantes de los núcleos, una zona de la molécula queda con una pequeña carga positiva y otra con una pequeña carga negativa.

El átomo más EN queda con la carga negativa, al estar más cerca de él los electrones de valencia.

Por el contrario el átomo menos EN queda con la carga positiva.

A⁽⁺⁾ :B^(-)

Se forma un dipolo eléctrico: dos pequeñas cargas eléctricas iguales de distinto signo, separadas una pequeña distancia.

Los dipolos vienen caracterizados por el momento dipolar, que es igual al producto de la carga por la distancia que están separadas:

El momento dipolar “µ” es una magnitud vectorial que depende la diferencia de EN entre los átomos y cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo (del polo positivo al negativo).

Cuanto mayor es la diferencia de EN entre dos átomos unidos, tanto mayor es la polaridad del enlace.

Una molécula diatómica formada por dos átomos distintos es siempre polar.

En moléculas formadas por tres o más átomos su polaridad depende no sólo de la polaridad de los enlaces sino también de su geometría. De esta forma el agua es polar por su geometría, mientras el dióxido de carbono que es lineal es apolar pues los momentos dipolares de sus dos enlaces se anulan.

La geometría de las moléculas es algo que no predice la teoría de Lewis.

Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:

1. La polaridad de los enlaces de la molécula.
2. La geometría molecular

c) Enlace covalente coordinado o dativo:

Se produce cuando dos elementos al unirse, comparten un par de electrones que proceden de un solo átomo (el llamado dador).

Ejemplos: El ion amonio: NH₄⁺ y el ion oxonio: H₃O⁺

PARÁMETROS DE UN ENLACE COVALENTE

Entre las características principales de un enlace covalente cabe destacar:

• Entalpía de enlace. Es la variación de entalpía cuando un enlace se disocia (proceso endotérmico, valor positivo) o bien la variación de entalpía cuando se forma un enlace (proceso exotérmico, valor negativo) y da idea de la fortaleza del enlace.
• Longitud de enlace. Es la distancia entre los núcleos de los átomos enlazados. Las distancias entre los enlaces simples son mayores que las del doble y estas a su vez más que en los triples.
• Ángulo de enlace. Angulo formado entre dos enlaces que contienen un átomo en común.
• Polaridad. Se da cuando los átomos que se enlazan presentan valores de EN diferentes.

B) TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA

Como hemos visto antes la teoría de Lewis no predice la geometría de las moléculas, necesitamos, pues, una nueva teoría que nos lo resuelva.

“El enlace covalente puede definirse como la intersección o solapamiento de un orbital de un átomo con un orbital de otro átomo de modo que en el conjunto de los dos orbitales solapados existan dos electrones con sus momentos de spin apareados”.

La teoría recibe el nombre de enlace de valencia porque toma en consideración sólo aquellos electrones de la capa más externa o de valencia.

Un átomo según esta teoría podrá formar tantos enlaces como electrones desapareados tenga a excepción de los enlaces covalentes dativos.

Cuanto mayor sea el solapamiento, más fuerte será el enlace covalente formado.

EL SOLAPAMIENTO DE ORBITALES PUEDE SER:

a) Entre dos orbitales “s” :

Dos orbitales “s” Solapamiento de orbitales, con dos electrones

s + s Enlace σ (sigma)

b) Entre un orbital “s” y otro “p” :

s + p Enlace σ (sigma)

c) Entre un orbital “p” y otro ”p”, frontalmente:

p + p(frontalmente) Enlace σ (sigma)

d) Entre un orbital “p” y otro ”p”, lateralmente:

p + p

p + p (lateralmente)Enlace π (pi)

CARACTERÍSTICAS DEL SOLAPAMIENTO DE ORBITALES:

• El enlace molecular σ se produce por solapamiento de orbitales atómicos s-s, s-p, o p-p (frontalmente).
• El enlace molecular π se produce por solapamiento de orbitales atómicos p-p (lateralmente).
• Enlace σ, es más estable que enlace π.
• Si hay posibilidad de formar un enlace σ o π, primero se forma el más estable, el enlace σ.
• El enlace π es más débil que el σ, al ser su solapamiento menor.
• El enlace covalente sencillo es siempre un enlace molecular σ.
• Si el enlace es doble uno es σ y el otro es π.
• Si el enlace es triple uno es σ y los otros dos π.

TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA: EJEMPLOS

1.- Molécula de hidrógeno (H₂):

Cada átomo de H tiene desapareado un electrón en el orbital 1s, son los orbitales que se van a solapar para formar el enlace.

H: 1s¹ H: 1s¹ H₂

orbital molecular σ

Se forma 1 enlace molecular σ por apareamiento del orbital atómico 1s de un átomo de H con el orbital atómico 1s del otro átomo de H.

2.- Molécula de cloro: Cl₂.

Electrones de valencia del cloro: 3s²p⁵

Cada átomo de Cl tiene desapareado un electrón en el orbital 3p_x, son los orbitales que se van a solapar para formar el enlace de la molécula de cloro, Cl₂:

+

Cl + Cl → Cl₂ : Cl Cl

Se forma 1 enlace molecular σ por apareamiento del orbital atómico 3p_x de un átomo de Cl con el orbital atómico 3p_x del otro átomo de Cl.

Los orbitales 3s², 3p_y² y 3p_z² de cada átomo de cloro, al estar completos no forman enlace (par solitario).

3.- Molécula de oxígeno: O₂.

Electrones de valencia del oxígeno: 2s²p⁴

Cada átomo de O tiene desapareados dos electrones en los orbitales 2p_x y 2p_z, son los orbitales que se van a solapar para formar el enlace doble de la molécula de oxígeno, O₂:

+

               O                  +                O               à                      O₂ : O      O       

Se forma un enlace doble:

– 1 enlace molecular σ por apareamiento frontal del orbital atómico 2p_x de un átomo de O con el       orbital atómico2p_x del otro átomo de O.

– 1 enlace molecular π por apareamiento lateral del orbital atómico 2p_z de un átomo de O con el       orbital atómico2p_z del otro átomo de O.

Los orbitales 2s², 2p_y²de cada átomo de O, al estar completos no forman enlace (parsolitario).

4.- Molécula de nitrógeno: N2.   

Electrones de valencia delnitrógeno: 2s²p³

Cada átomo de N tiene desapareados tres electronesen los orbitales 2p_x, 2p_y y 2p_z, son los orbitales que se van a solapar para formar el enlace triple de la molécula de N₂:

+

      N                       +                                  N             à           N₂ : N      N

Se forma un enlace triple:

– 1 enlace molecular σ por apareamiento frontal del o. a. 2p_xcon el o. a.2p_x del otro átomo de N.

– 1 enlace molecular π por apareamiento lateral del o. a. 2p_y con el o. a.2p_y del otro átomo de N.

– 1 enlace molecular π por apareamiento lateral del o. a. 2p_z con el o. a.2p_z del otro átomo de N.

Los orbitales 2s²de cada átomo de N, al estar completos no forman enlace (par solitario).

5.- Molécula de cloruro de hidrógeno: HCl.                                   

Electrones de valencia delH: 1s¹

Electrones de valencia delCl: 3s²p⁵

El átomo de Cl tiene desapareado un electrón en el orbital 3p_x, y el átomo de H lo tiene en el orbital 1s¹que son los orbitales que se van a solapar para formar el enlace de la molécula de cloruro de hidrógeno, HCl.

+

                   H                  +                                    Cl                              à                    HCl : H      Cl   

Se forma 1 enlace molecular σ por apareamiento del o. a. 3p_x delClcon el o. a.1s del H.

Los orbitales 3s², 3p_y² y 3p_z² del cloro, al estar completos no forman enlace (par solitario).          

6.- Molécula de agua: H2O

Electrones de valencia delH: 1s¹

Electrones de valencia delO: 2s²p⁴

El átomo de O tiene desapareados dos electrones en los orbitales 2p_x y 2p_z, y cada átomo de H lo tiene en el orbital 1s¹que son los orbitales que se van a solapar para formar los dos enlaces de la molécula de agua, H₂O.

+

                             2 H         +O                           à         H₂O : H      O      H

Se forma:

• 1 enlace σ por apareamiento 2p_x de O con 1s de un H
• 1 enlace σ por apareamiento 2p_z de O con 1s del otro H
• Los orbitales 2s² y 2p_y²del O no forman enlace (par solitario).
• Angulo de enlace 90º, muy diferente del experimental.

7.- Molécula de amoníaco: NH3                                  

Electrones de valencia delH: 1s¹

Electrones de valencia delN: 2s²p³

El átomo de N tiene desapareados tres electrones en los orbitales 2p_x, 2p_y y 2p_z, y cada átomo de H lo tiene en el orbital 1s¹, que son los orbitales que se van a solapar para formar los tres enlaces de la molécula de amoníaco, NH₃.

+

                                                                                                                  H

                3 H      +                         N                              à         NH₃ : HN       H

Se forma:

• 1 enlace σ por apareamiento 2p_x de N con 1s de un H
• 1 enlace σ por apareamiento 2p_y de N con 1s del otro H
• 1 enlace σ por apareamiento 2p_z de N con 1s del otro H
• El orbital 2s²del N no forman enlace (par solitario).
• Angulo de enlace  90º, muy diferente del experimental.

8.- Molécula de metano: CH4

Electrones de valencia delH: 1s¹

Electrones de valencia delC: 2s²p²

El átomo de C tiene desapareados cuatro electrones en los orbitales 2s, 2p_x, 2p_y y 2p_z, y cada átomo de H lo tiene en el orbital 1s¹, que son los orbitales que se van a solapar para formar los cuatro enlaces de la molécula de metano, CH₄.

4 H                 +                         C                               à               CH₄ (?)

Se forma:

• 1 enlace σ por apareamiento 2p_z de C con 1s de un H
• 1 enlace σ por apareamiento 2p_y de C con 1s del otro H
• 1 enlace σ por apareamiento 2p_x de C con 1s del otro H
• ¿Y el cuarto enlace, C-H, cómo se forma? ¿por apareamiento 2s de C con 1s del otro H?

LIMITACIONES DE LA TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA:

1) Experimentalmente se sabe que los ángulos de enlace en las moléculas de agua, amoníaco y metano, son, respectivamente, de unos 104,5º, 107º (con estructura piramidal) y 109,5º (estructura tetraédrica) y no los 90º previstos.

2) En el metano, no se puede explicar el 4º enlace C-H, entre el orbital 2s del C y el 1s del H y se sabe que los cuatro enlaces C-H tienen igual longitud y están dispuestos a lo largo de los ejes de unión del centro del tetraedro (átomo de C) con los cuatro vértices (los 4 átomos de H).

Para explicar estas limitaciones L. Pauling modificó la teoría del enlace de valencia, mediante la “TEORÍA DE HIBRIDACIÓN DE ORBITALES”.

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS

Características de la hibridación de orbitales

1. Durante la reacción química se produce la hibridación o recombinación de los orbitales atómicos puros dando lugar a nuevos orbitales atómicos híbridos.
2. Un orbital híbrido es una mezcla de dos o más orbitales atómicos.
3. Se produce el mismo número de OH que de OA puros de partida.
4. La energía de los orbitales híbridos es intermedia entre la energía de los orbitales de los que procede.
5. Los orbitales híbridos son todos iguales, tanto en su forma como en su energía, sólo difieren en su orientación espacial.
6. Los ángulos entre ellos son iguales y están orientados en el espacio tan separados como sea posible (los orbitales ocupados o semiocupados tienden a buscar aquellas posiciones que representan una mínima repulsión).
7. Las posibles combinaciones con que podemos encontrarnos son:
   • • • Orbitales híbridos sp.
       • Orbitales híbridos sp²
       • Orbitales híbridos sp³
       • Otras hibridaciones (sp³d, sp³d²,…)

Tipos de orbitales híbridos

EJEMPLO DE HIBRIDACIÓN “sp”: BeCl₂

Capa de valencia delCl: 3s²p⁵

En el Be promociona un electrón del orbital “s” al orbital “p”, para tener valencia covalente 2, posteriormente los dos orbitales atómicos semiocupados se transforman en dos orbitales híbridos “sp”, que tienden a separarse lo máximo posible, 180º.

Estos orbitales híbridos, con un electrón cada uno, son los que se van a unir con el orbital “p” semiocupado de cada átomo de Cl, para producir los dos enlaces covalentes de la molécula de BeCl₂.

Estos enlaces están separados 180 º, luego la molécula tendrá una geometría lineal y será no polar.

EJEMPLO DE HIBRIDACIÓN “sp²”: BF₃

Capa de valencia delF: 2s²p⁵

En el B promociona un electrón del orbital “s” al orbital “p”, para tener valencia covalente 3, posteriormente los tres orbitales atómicos semiocupados se transforman en tres orbitales híbridos “sp²”, que tienden a separarse lo máximo posible, 120º.

Estos orbitales híbridos, con un electrón cada uno, son los que se van a unir con el orbital “p” semiocupado de cada átomo de F, para producir los tres enlaces covalentes de la molécula de BF₃.

Estos enlaces están separados 120 º, luego la molécula tendrá una geometría trigonal plana y será no polar.

EJEMPLO DE HIBRIDACIÓN “sp³”: CH₄

Capa de valencia delH: 1s¹

En el C promociona un electrón del orbital “s” al orbital “p”, para tener valencia covalente 4, posteriormente los cuatro orbitales atómicos semiocupados se transforman en cuatro orbitales híbridos “sp³”, que tienden a separarse lo máximo posible, 109,5º.

Estos orbitales híbridos, con un electrón cada uno, son los que se van a solapar con el orbital “s” semiocupado de cada átomo de H, para producir los cuatro enlaces covalentes de la molécula de CH₄.

El ángulo de enlace vale 109,5º, luego la molécula tendrá una geometría tetraédrica o espacial y será no polar.

La hibridación sp³ nos explica, no sólo la geometría de la molécula de CH₄, sino también la de otras moléculas, como el amoníaco, el agua, el ion amonio, el ion oxonio,…

EJEMPLO DE HIBRIDACIÓN “sp³”: NH₃

Capa de valencia delH: 1s¹

Los cuatro orbitales de la capa de valencia del N (el “s” lleno y los “p” semiocupados) se transforman en cuatro orbitales híbridos “sp³” (uno ocupado y los otros tres preparados para el enlace).

De los cuatro orbitales híbridos, tres, con un electrón cada uno, son los que se van a solapar con el orbital “s” semiocupado de cada uno de los tres átomos de H, para producir los tres enlaces covalentes de la molécula de NH₃, quedando el cuarto orbital sp³ formando un orbital no enlazante.

La geometría sería tetraédrica y los ángulos de enlace deberían de 109,5º, pero como la repulsión entre los orbitales enlazante y el no enlazante es mayor que la repulsión entre los orbitales enlazantes entre sí, estos se aproximan siendo el ángulo de enlace menor, de, aproximadamente, 107º.

EJEMPLO DE HIBRIDACIÓN “sp³”: H₂O

Capa de valencia delH: 1s¹

Los cuatro orbitales de la capa de valencia del O (el “s” y un “p” llenos y dos “p” semiocupados) se transforman en cuatro orbitales híbridos “sp³” (dos ocupados y los otros dos preparados para el enlace).

De los cuatro orbitales híbridos, dos, con un electrón cada uno, son los que se van a solapar con el orbital “s” semiocupado de cada uno de los dos átomos de H, para producir los dos enlaces covalentes de la molécula de H₂O, quedando el tercer y cuarto orbital sp³ formando dos orbitales no enlazantes.

La geometría sería tetraédrica y los ángulos de enlace deberían de 109,5º, pero como la repulsión entre los orbitales enlazante y los no enlazantes es mayor que la repulsión entre los orbitales enlazantes entre sí, estos se aproximan siendo el ángulo de enlace menor, de, aproximadamente, 104,5º.

MOLÉCULAS CON ENLACES DOBLES Y TRIPLES

Enlace doble. Ejemplo: eteno (C₂H₄)

Experimentalmente se sabe que el eteno:

• Es una molécula plana y sus ángulos de enlace son de 120º.
• La longitud del enlace C=C es menor que en el etano y su reactividad mayor.
• En reacciones de adición el doble enlace se rompe y pasa a ser sencillo, eso implica que uno de los enlaces es más fuerte que otro.

Estas características del eteno se explican si su estructura molecular se define mediante una hibridación sp²:

Capa de valencia delH: 1s¹

En el C promociona un electrón del orbital “s” al orbital “p”, para tener valencia covalente 4, posteriormente de los cuatro orbitales atómicos semiocupados, tres ( un ”s” y dos “p”) se transforman en tres orbitales híbridos “sp²”, formando ángulos de 120º entre sí, quedando el cuarto orbital p sin hibridar perpendicular al plano formado por los orbitales híbridos.

De los tres orbitales híbridos sp² de cada átomo de C, dos se van a usar para solaparse con el orbital “s” de cada átomo de H y el tercero se va a unir con otro orbital sp² del otro átomo de C, formando tres enlaces σ, que están en el mismo plano.

El cuarto orbital p no hibridado de cada átomo de C, se van solapar lateralmente formando un enlace π, más débil que el σ.

El doble enlace entre los dos átomos de C consta de un enlace σ y de un enlace π.

Enlace triple. Ejemplo: etino (C₂H₂)

Experimentalmente se sabe que el etino:

• Es una molécula lineal y su ángulo de enlace es de 180º.
• La longitud del enlace CΞC es menor que en el eteno.
• En reacciones de adición el triple enlace se rompe y pasa a ser doble, y este a sencillo, eso indica que dos de los enlaces son más débiles que el tercero.

Estas características del etino se explican si su estructura molecular se define mediante una hibridación sp:

Capa de valencia delH: 1s¹

En el C promociona un electrón del orbital “s” al orbital “p”, para tener valencia covalente 4, posteriormente de los cuatro orbitales atómicos semiocupados, dos ( un ”s” y un “p”) se transforman en dos orbitales híbridos “sp”, formando ángulos de 180º entre sí, quedando el tercer y cuarto orbital p sin hibridar perpendiculares al plano formado por los orbitales híbridos.

De los dos orbitales híbridos sp de cada átomo de C, uno se va a usar para solaparse con el orbital “s” de cada átomo de H y el segundo se va a unir con otro orbital sp del otro átomo de C, formando dos enlaces σ, que están alineados.

El tercer y cuarto orbital p no hibridados de cada átomo de C, se van solapar lateralmente formando dos enlaces π.

El triple enlace entre los dos átomos de C consta de un enlace σ y de dos enlaces π.

RESUMEN DE HIBRIDACIÓN

• Los tipos de hibridación se utilizan fundamentalmente en química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos orgánicos.
• Se hibridan:

Los orbitales atómicos que van a formar enlaces σ.

Las parejas de electrones sin compartir.

• No se hibridan:

Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace.

Los orbitales atómicos vacíos

• Hibridación sp³:

4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano

3 enlaces sencillos + 1 par de electrones sin compartir. Ej: NH₃

2 enlaces sencillos + 2 pares electrones sin compartir. Ej: H₂O

• Hibridación sp²:

3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF₃

1 enlace doble y 2 sencillos. Ejemplo: eteno

• Hibridación sp:

2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF₂

2 enlaces dobles. Ejemplo: CO₂

1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino