Teoría del enlace de valencia
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La Teoría del enlace de valencia , explica la naturaleza de un enlace químico en una molécula, en términos de las valencias atómicas.1 La teoría del enlace de valencia se resume en la regla de que el átomo central en una molécula tiende a formar pares de electrones, en concordancia con restricciones geométricas, según está definido por la regla del octeto. La teoría del enlace de valencia está cercanamente relacionada con la teoría de los orbitales moleculares.
Fundamento
Una estructura de enlace de valencia es similar a una estructura de Lewis; sin embargo, pueden escribirse varias estructuras del enlace de valencia donde no puede escribirse sólo una estructura de Lewis. Cada una de estas estructuras del enlace de valencia representa una estructura de Lewis específica. La combinación de las estructuras del enlace de valencia es el punto principal de la teoría de resonancia.
La teoría del enlace de valencia considera que el solapamiento (superposición o traslape) de orbitales atómicos de los átomos participantes forma un enlace químico. Debido al solapamiento, es más probable que los electrones estén en la región del enlace. La teoría del enlace de valencia considera a los enlaces como orbitales débilmente apareados (solapamiento pequeño). Típicamente, la teoría del enlace de valencia es más fácil de emplear en moléculas en el estado fundamental.
Teoría Del Enlace de Valencia
La teoría del enlace de valencia intenta explicar como dos átomos se enlazan entre si, buscando así presentar una interpretación satisfactoria para los enlaces covalentes. En esta teoría lo que está incluido es la combinación de dos orbitales atómicos de dos átomos distintos.
Siendo así, se busca estudiar y explicar como es que se da un enlace covalente. Actualmente hay diversos modelos y teorías que explican un enlace covalente, sin embargo históricamente esta fue la primer teoría en hacer esto.
Es importante recordar que esta teoría concuerda con los conceptos y teorías anteriores, aceptados hasta entonces. Una de estas teorías afirmaba que los electrones que participaban de enlaces están en la capa más externa del átomo. Se trata por tanto, de los electrones de valencia.
La pregunta ahora es, ¿como es que los electrones logran mantener dos átomos unidos? La respuesta a esa pregunta vino de la interpretación matemática de los orbitales atómicos, que indicaban la posibilidad de combinarse formando, al final, otro orbital distinto de los anteriores y por eso no podría llamarse más orbital atómico. Así, cuando dos orbitales atómicos se combinan, el resultado final también será un orbital, sin embargo no será ya un orbital atómico.
Ejemplo: Como se da el enlace formado por la molécula más simple (H2)? Para explicar este enlace debemos imaginar que dos átomos de hidrógeno se aproximan de forma que sobreponen sus orbitales más externos (en este caso el orbital 1s). El resultado de esta superposición corresponderá a un nuevo orbital que engloba los dos núcleos. La figura a continuación ilustra bien esta situación:
Superposición de los orbitales
Observe que los orbitales atómicos del tipo s presentan forma esférica y el resultado de la combinación de dos orbitales s genera otro orbital ovalado (un elipsoide), esa forma no es definida para ningún orbital atómico conocido.
Algunos datos pueden ser extraídos de esta figura. Si los electrones presentan la misma carga, como es que pueden mantenerse próximos uno del otro sin que exista una fuerza de repulsión intensa.
Para responder esa pregunta debemos analizar dos situaciones distintas: 1a) como eran las atracciones electroestáticas de los átomos antes del enlace; 2a) como quedarán las atracciones electroestáticas luego del enlace.
1a – Inicialmente había para cada núcleo de hidrógeno, un único electrón, así que la fuerza de atracción entre esos dos corpúsculos, a medida que se aproximaban era: el 1o Protón (p1+) atrae a su Electrón (e1–); el 2o Protón (p2+) atrae a su Electrón (e2–)., mas allá de las repulsiones de las partículas de cargas iguales. Así las interacciones serán:
p1+ ↔ e1– (atracción)
p2+ ↔ e2– (atracción)
p1+ ↔ p2+ (repulsión)
e2– ↔ e2– (repulsión)
2a – Luego del enlace, se tiene un orbital nuevo, que engloba los dos núcleos y que acomoda los dos electrones. Estos pueden estar en cualquier posición dentro del espacio delimitado por ese orbital. Aquí se puede decir que no hay mas distinción entre los electrones, porque tanto uno cuanto el otro va a poder circular libremente dentro del orbital resultante. En este caso el electrón que originalmente vino del átomo 1, puede circular sin restricciones en torno del átomo 2 y viceversa. En este sentido decimos que los núcleos están compartiendo el par de electrones. Analicemos entonces como quedan las interacciones de atracción y repulsión entre los corpúsculos cargados eléctricamente.
p1+ ↔ e1– (atracción)
p2+ ↔ e2– (atracción)
p1+ ↔ e2– (atracción)
p2+ ↔ e1– (atracción)
p1+ ↔ p2+ (repulsión)
e1– ↔ e2– (repulsión)
Vemos que luego del enlace el núcleo del primer átomo atrae, además del suyo propio, el electrón proveniente de otro átomo, aumentando así las fuerzas de atracción electroestáticas, que van a garantizar estabilidad a la molécula, haciendo con que los núcleos permanezcan unidos. Otro factor que garantiza que los núcleos se mantengan unidos está en que el par de electrones permanece preferencalmente entre los dos núcleos, creando un efecto conocido como efecto de blindado, porque cuando los electrones están entre los núcleos, promueven una disminución de la repulsión p1+ ↔ p2+ (entre los núcleos), una vez que crean una “barrera”, impidiendo que un núcleo perciba al otro.
Es importante recordar que en esa molécula el par de electrones no va a permanecer todo el tiempo entre los enlaces, porque el orbital que los contiene no establece esa restricción. Así, los electrones en algunos breves instantes pueden no encontrarse entre los núcleos. Cuando un enlace se dorma en torno de un eje longitudinal de simetría, es clasificado como siendo del tipo sigma (s):
Siguiendo la teoría de enlace de valencia, un enlace covalente se forma cuando hay una superposición (y consecuente combinación) entre dos orbitales atómicos, provenientes de átomos distintos. En el ejemplo anterior fueron combinados dos orbitales iguales (s + s).
Fuentes
• Zumdahl, Steven S. Chemical Principles Fifth Edition. Boston: Houghton Mifflin Company, 2005. 550-551,957-964.
• Silberberg, Martin S. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change, Fourth Edition. New York: McGraw Hill Company, 2006. 1028-1034.
• D. F. Shriver and P. W. Atkins Inorganic Chemistry 3rd edition, Oxford University Press, 2001. Pages: 227-236.
