Teoría del enlace covalente

TEORÍAS QUE EXPLICAN Y DESCRIBEN EL ENLACE COVALENTE, Y JUSTIFICAN PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS A NIVEL MOLECULAR.

Plantearemos aquí una serie de situaciones problemáticas que hicieron evolucionar el pensamiento científico y generar una serie de teorías complementarias entre sí, que nos permiten explicar y predecir propiedades de las moléculas con enlace covalente, en particular, moléculas orgánicas.

Primera situación problemática:

Según los datos experimentales (métodos cristalográficos), la molécula de H2O tiene forma angular y por eso es polar. Está claro que las representaciones de Lewis no explican este hecho: H:O:H.

En 1957, Gillespie y Nyholm propusieron una teoría cuyo supuesto principal es que "el mejor acomodo de los pares electrónicos alrededor de un átomo es el que minimiza las repulsiones entre ellos". Esta teoría se conoce como Teoría de Repulsión de Pares electrónicos del Enlace de Valencia: TRePEV. La aplicación de los supuestos de esta teoría permite predecir la geometría de la mayoría de las moléculas.

Segunda situación problemática:

Según los datos experimentales y la aplicación de TRePEV, la molécula de CH4 tiene 4 enlaces equivalentes (la misma longitud de enlace, 1,10A), con 4 ángulos de 109,5º. Si los orbitales p del C tienen ángulos de 90º entre ellos, ¿cómo se forman esos enlaces a 109,5º? ¿Cómo logra el C (config. Electrónica 1s2 2s2 2p2) con solo 2 electrones desapareados, formar cuatro enlaces covalentes iguales?

Una respuesta posible la propone la Teoría de Hibridación de orbitales atómicos, al plantear la combinación de orbitales atómicos de la capa de valencia, para dar orbitales diferentes, denominados híbridos o degenerados, equivalentes entre sí. Así, para enlazarse a otros átomos, el C puede formar tres tipos de orbitales híbridos, según la cantidad de orbitales 2p que combine con el 2s.

Ahora podemos explicar la pregunta formulada más arriba. Para formar 4 enlaces equivalentes, los 4 orbitales atómicos del C se combinan formando 4 orbitales híbridos, denominados sp3. Se forman así 4 enlaces de igual energía y longitud (1,54Å), por solapamiento de orbitales híbridos del C y orbitales atómicos de cada H, que podemos representar así: sp3C-1sH

El siguiente video amplía sobre el tema:

Hibridaciones sp y sp2

Tercera situación problemática:

El enlace doble C-C en el eteno se suele representar así: H2C=CH2. ¿Son dos enlaces simples entre los dos C? ¿Son equivalentes? La longitud entre carbonos, ¿debería ser 1,54 Å como en el etano?

Y en el caso del etino, HC≡CH, ¿son tres enlaces simples?

Veamos los datos experimentales:

• la longitud de enlace C-C en el eteno es de 1,34 Å, y es una molécula plana, no polar;
• en el etino la longitud de enlace es de 1,20 Å, la molécula es lineal y no polar.

Estos datos muestran que hay algo que acerca más a los dos átomos que en un enlace simple, y que la distancia disminuye con el aumento de la multiplicidad del enlace. Es evidente que hay otro enlace que refuerza al enlace simple. La teoría de enlace de valencia (TEV) postula que los enlaces entre átomos se producen por solapamiento de orbitales.

Revisemos en caso del eteno:

Según TEV: Cada C forma 3 orbitales híbridos sp2 (mezcla de 2s + px +py, quedando el pz atómico sin hibridizar) de geometría trigonal plana.

Así,  forma 3 enlaces con solapamiento frontal: dos son equivalentes: sp2C-1sH y el tercero es sp2C-sp2C entre los dos carbonos. Se denominan enlaces sigma (σ)¿Cómo se forma el segundo enlace C-C? Con el solapamiento lateral de los orbitales 2pz de ambos C que no participaron de la hibridación, y que quedaron perpendiculares al plano que forma el resto de la molécula. Estos enlaces son de menor energía, y de forma distinta, por lo que hay que diferenciarlos. Denominamos a éstos como enlaces pi (π).

Para clarificar estos conceptos puedes recurrir a la bibliografía o a este video:

La cuarta y última situación problemática se refiere a una sustancia cuya composición dio varios dolores de cabeza y noches sin dormir a los científicos: el benceno, de fórmula C6H6. Hasta ese momento histórico, nunca se les había ocurrido a los científicos proponer una estructura cíclica, pero Kekulé (autor de la teoría estructural), obsesionado por describir su estructura, "soñó" una forma circular que resolvía en parte la cuestión, y propuso dobles enlaces para completar la tetravalencia de los carbonos:

Vemos que en esta propuesta hay dos tipos de enlaces entre los carbonos: 3 simples y 3 dobles. O sea, dos tamaños de longitud de enlace diferentes entre C: 1,54 Å y 1,34 Å. La problemática está en los datos experimentales, que no coinciden. La evidencia indica que la molécula de benceno es plana, con ángulos de 120º y con 6 enlaces C-C equivalentes, de longitud 1,42 Å. ¿Cómo podemos explicar esto? Nuevamente podemos recurrir a un video.