TEORÍA DE ENLACE VALENCIA (TEV)

Como ya has visto, las estructuras electrónicas de Lewis tienen limitaciones: la regla del octete no siempre se cumple, los enlaces múltiples no son la suma de enlaces sencillos y, además, es necesario utilizar otra teoría (RPECV) para poder explicar la geometría de las estructuras.

Por esa razón, para explicar el enlace covalente se propuso en 1927 una nueva teoría, llamada de enlace de valencia, con un planteamiento radicalmente diferente, ya que utiliza los orbitales atómicos como elemento clave. 

Se basa en considerar que cuando dos o más átomos se aproximan para enlazarse, los orbitales atómicos se mantienen inalterables, salvo los que intervienen en la formación del enlace.

El enlace se explica por la superposición o solapamiento de dos orbitales semiocupados, de forma que sus respectivos electrones tengan spines opuestos permitiendo de esta manera que se garantice el principio de exclusión de Pauli.

Para que se produzca un enlace, se requiere que los átomos tengan:

- Orbitales con electrones desapareados.

- Orbitales de tamaño comparable.

- Aproximación con orientación adecuada.

 

Formación de moléculas

Ahora vas a ver cómo se forman algunas moléculas sencillas según la teoría de enlace de valencia. 

 Molécula de cloro (Cl₂)

La molécula de Cl₂ se explica como la de H₂.

Cl: [Ne] 3s² 3p_x² 3p_y¹ 3p_z²

Como cada uno de los dos átomos de cloro tiene un orbital con un electrón, se superponen frontalmente los orbitales 3p_y de cada átomo, ya que una mayor superposición supone un enlace más fuerte y una molécula más estable. Estos enlaces frontales se llaman enlaces sigma (σ).

Como ves en la imagen, los enlaces σ pueden formarse también entre dos orbitales s o entre uno s y otro p.

En resumen, se forma un enlace sigma entre los orbitales 3p_y de cada átomo de cloro, por lo que los dos átomos de cloro quedan unidos por un enlace sencillo Cl-Cl.

Molécula de dioxígeno (O₂)

La estructura electrónica del oxígeno es

O: 1s² 2s² 2p_x² 2p_y 2p_z

 El oxígeno formará dos enlaces puesto que tiene dos electrones desapareados. El primero será σ, entre los orbitales 2p_y de cada átomo, pero el segundo tendrá que ser lateral (enlace pi, ∏) entre los orbitales 2p_z. Esta superposición lateral es menor, dando lugar a enlaces más débiles y no permite la rotación de un átomo alrededor de otro.

 En resumen, el enlace entre los dos átomos de oxígeno es doble, pero los dos enlaces no son iguales, ya que hay uno más fuerte que el otro.

Las estructuras electrónicas de Lewis no pueden hacer esta diferenciación, y desde esa perspectiva los enlaces dobles están formados por dos enlaces sencillos iguales entre sí. 

Doble enlace = 1 enlace  σ + 1 ∏   

Triple enlace =  1 enlace  σ + 2 ∏