La serie de estudios que se encarga de analizar la arquitectura tridimensional que pueden adoptar las moléculas (entre otras entidades químicas) y cómo influye ésta en su síntesis y en sus propiedades químicas se llama Estereoquímica.

No resulta inmediato entender por qué los diferentes sistemas químicos adoptan una cierta estructura u otra. Existen algunos modelos relativamente sencillos, como el RPECV o de Repulsión de Pares Electrónicos de Capa de Valencia (en inglés VSEPR, Valence Shell Electron Pairs Repulse), propuesto por Ronald Gillespie, que permiten sistematizar mucha de la información y predecir así la forma tridimensional de una enorme cantidad de moléculas, sobretodo aquéllas constituidas por elementos de los bloques s y p, los así llamados representativos. Sin embargo, un tratamiento formal exige considerar la manera en la que los átomos organizan sus orbitales de capa de valencia para enlazarse con sus vecinos y formar dichas estructuras. La teoría de enlace-valencia, un modelo teórico desarrollado por Linus Pauling y otros alrededor de 1930, permite hacerlo. De hecho, gran parte de la aceptación de dicho modelo se debe al notable éxito que ha tenido en el campo de la descripción tanto de la estructura como de la reactividad de los compuestos orgánicos, tanto así que algunos Químicos Orgánicos se resisten no pocas veces a emplear otro método teórico para su descripción.

No pocos de los sistemas cristalinos que conforman los sólidos iónicos pueden describirse satisfactoriamente en términos de este modelo; en este espacio sin embargo vamos a centrar la discusión en los sistemas moleculares. En éstos, el enlace puede entenderse si se considera que cada uno de los átomos involucrados en su formación aporta un electrón (un enlace covalente, tal y como lo concibió Gilbert N. Lewis); dichos electrones se encuentran inmersos en un orbital de la capa de valencia de su respectivo átomo, y para que el enlace se geste se requiere que ambos orbitales se traslapen. Esto permite que cada uno de los electrones esté ahora siendo atraído no sólo por su núcleo original, sino también por el del otro átomo, lo que le da estabilidad al sistema. Por ejemplo, en la molécula de hidrógeno, H2, para que se pueda formar el enlace covalente H-H (la línea representa a los dos electrones) se precisa que ambos átomos traslapen sus orbitales 1s, como se ve en la siguiente figura:

  teoría de enlace-valencia 2  

Con esta perspectiva del enlace covalente, estamos listos para pasar al verdadero problema que plantean las diferentes geometrías moleculares observadas. Por principio de cuentas (y muy importante), considera que la direccionalidad de los lóbulos de los orbitales atómicos que Erwin Schrödinger propuso para explicar la manera en la que los electrones se ubican alrededor del núcleo no permiten explicar la geometría que adoptan las moléculas (salvo muy escasas excepciones). Ejemplo: considera el caso donde un átomo M se une a otros dos átomos L, y que los orbitales de capa de valencia de los que M dispone para unirse son p. En este caso, se generaría una molécula L-M-L en forma de “V” cuyo ángulo de enlace teórico sería 90º (M requeriría ubicar un electrón en uno de sus orbitales p y otro electrón en un segundo orbital p para formar ambos enlaces covalentes; la direccionalidad de los lóbulos de dos orbitales p son perpendiculares entre sí). Si bien es cierto que el H2S sigue esta predicción, la aplastante mayoría no lo hace, incluyendo al H2O, cuyo ángulo de enlace se desvía ostensiblemente del valor de 90º.

Para solucionar esto, la teoría de enlace-valencia plantea la construcción de una capa de valencia alternativa para los átomos por medio de una serie de complicadas operaciones matemáticas llamadas combinaciones lineales, con nuevos orbitales formados a partir de los originales de Schrödinger: los orbitales atómicos híbridos, cuyos lóbulos sí poseen la orientación adecuada que explican las formas geométricas que exhiben las moléculas. En otras palabras, los sistemas de orbitales híbridos responden a las necesidades arquitectónicas que demanda una enorme número de moléculas y muchos otros sistemas químicos. Las formas tridimensionales que más frecuentemente se adoptan se hayan resumidas en la tabla que se encuentra en la última página de este archivo.

Si consideramos al átomo central como A, a los que le rodean (los ligantes) como B y a los pares de electrones sin compartir que pueda tener A como E, existen 12 posibles arreglos ideales que precisarán de la hibridación de los orbitales de la capa de valencia de A (ojo: la molécula NO es la que se hibrida). Por cada enlace σ (sigma) que A establezca y por cada par de electrones E que posea, A requerirá de la presencia de un lóbulo u orbital híbrido.

Al realizar la construcción de los orbitales híbridos, siempre debe incluirse al orbital s de capa de valencia. Por ejemplo, suponte que la capa de valencia original de A comprende los orbitales 2s, 2px, 2py y 2pz, y que en una cierta molécula, A se une a dos átomos B, quedando éstos separados al máximo y equidistantes de A (el ángulo de enlace B-A-B será, por tanto, de 180º), tomando así la molécula una forma lineal. Para que seamos capaces de dar una cabal explicación a la arquitectura recién descrita para AB2, debemos entonces reorganizar la capa de orbitales de valencia de A para obtener una alterna mediante el proceso de hibridación que incluya nuevos orbitales con la direccionalidad que se precisa.

B A B

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Procedemos como sigue. Como dijimos, la capa de valencia de A comprende los orbitales 2s, 2px, 2py y 2pz. De ellos, ilustraremos inmediatamente al 2s y a solamente uno (puede ser cualquiera) de los tres orbitales 2p, el 2py si se quiere. Ambos se muestran a continuación, y lucen interpenetrados porque ambos tienen el mismo origen matemático: el centro del núcleo atómico de A.

Tras el proceso de hibridación, ambos se transforman en dos nuevos orbitales sp, cuyos lóbulos más grandes apuntan en direcciones diametralmente opuestas:

 

En la siguiente imagen se muestran separados para apreciar mejor el aspecto real que poseen. Normalmente, el lóbulo menor, por carecer de importancia para explicar el enlace (aunque no la reactividad), se omite.

Normalmente, ambos orbitales se representan de manera más estilizada, como “gotas”. Aquí se aprecian ambos nuevamente dispuestos con el origen en el centro del núcleo de A.

La capa de valencia de A, la cual suponemos que incluye también a dos electrones (no considerados hasta el momento), ha sufrido la siguiente transformación:

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La capa de valencia de A, con dos orbitales híbridos sp (en los que se ubican los electrones) y dos orbitales 2p vacíos (los que no intervinieron en el proceso de hibridación), el 2px y el 2pz, está lista ahora para unirse a los dos átomos monovalentes B. Los orbitales híbridos heredan las propiedades direccionales de los orbitales puros que los conformaron, de tal manera que los nuevos orbitales sp, como consecuencia de la direccionalidad del 2py, estarán orientados hacia el eje de las “y”:

Para ilustrar todo esto, consideremos una molécula que se ajusta perfectamente a toda esta descripción, la del cloruro de berilio, BeCl2, con A = Be. Representemos la capa de valencia original para el Be como sigue (en la siguiente figura el orbital 2s se representa más pequeño de lo que es en realidad, para mayor claridad):

Ubiquemos ahora dos átomos de Cl en posiciones diametralmente opuestas con respecto al Be, ambos sobre el eje de las “y”:

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Formemos ahora un sistema de orbitales híbridos sp para el Be y, con respecto a cada Cl, sigamos lo que pasa con el único de sus orbitales 3p que nos interesa, el que posee un solo electrón, único capaz de unirse covalentemente con los orbitales sp del Be (los otros tres, el 3s y los dos orbitales 3p restantes están ocupados con pares de electrones sin compartir):

Finalmente traslapemos los orbitales y formemos dos enlaces covalentes σ Be-Cl idénticos. La molécula queda entonces completamente descrita gracias al empleo la teoría de Enlace-Valencia.

Finalmente, las moléculas pueden constituir dobles y triples enlaces covalentes; los dobles están formados por uno σ y uno π (pi), y el triple por uno σ y dos π. Ninguno de los π requiere de orbitales híbridos, por lo que lo siguiente permanece inalterado:

o Hibridación sp: para el caso AB2. (geometría lineal).

o Hibridación sp2: para AB3 (triangular) y AB2E (en forma de “V”).

o Hibridación sp3: para AB4 (tetraédrica o Td), AB3E (pirámide de base triangular) o AB2E2 (en forma de “V”).

o Hibridación sp3d: para AB5 (dipirámide de base triangular), AB4E (de “sube y baja”

o “balancín”), AB3E2 (en forma de “T”) y AB2E3 (lineal). Los elementos B, C, N, O y F no pueden alcanzarla.

o Hibridación sp3d2: para AB6 (octaédrica u Oh), AB5E (pirámide de base cuadrada”),

AB4E2 (cuadrada). Los elementos B, C, N, O y F no pueden alcanzarla.

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Geom Estructura Ángulos deenlace

sp AB2 B-A-B = 180º

sp2

AB3 B-A-B = 120º

AB2E B-A-B < 120º(en SO2,B-A-B = 119º)

AB4 B-A-B = 109.5º

sp3 AB3EB-A-B < 109.5º(en NH3,B-A-B = 107º)

AB2E2

B-A-B < 109.5º(en H2O,B-A-B = 104º)

sp3d AB5B-A-B = 90ºB-A-B = 120º

Geom Estructura Ángulos deenlace

AB4E

B-A-B < 90ºB-A-B < 120º(en SF4,B-A-B = 86.5º yB-A-B = 103º)

sp3d AB3E2

B-A-B < 90ºB-A-B < 180º(en BrF3,B-A-B = 86º yB-A-B = 188º)

AB2E3 B-A-B = 180º

AB6 B-A-B = 90º

sp3d2 AB5E B-A-B < 90º

AB4E2 B-A-B = 90º

En las geometrías AB5, AB4E y AB3E2, el diferente tono de azul sirveúnicamente para distinguir los sustituyentes apicales (azul más claro) de losecuatoriales. No obstante, esta indicación es solamente para visualizar mejorlos ángulos de enlace.