tEORI

1. Teoría de enlace valencia
Heitler y London desarrollaron en 1927 una teoría que
denominaron enlace valencia.
Pauling y Slater modificaron esta teoría lo cual llevó a
obtener una imagen exacta del aspecto geométrico de la
molécula.
Suponer que se tienen dos átomos de hidrógeno aislados,
que pueden describirse con sus funciones de onda ΨA y ΨB
para orbitales 1s. Si los átomos están aislados, la función de
onda del sistema de dos átomos puede describirse como:
Ψ = ΨA(1) + ΨB(2)
Donde A y B designa a los átomos y los números a los
electrones.

2. Si se considera que los electrones se pueden
intercambiar:
Ψcov = ΨA(1) ΨB(2) + ΨA(2) ΨB(1)
Si se considera que puede haber cierto carácter
iónico en el enlace:
Ψ = Ψcov + λ Ψ H+
H-
+ λΨ H-
H+
Donde λ es menor a 1
H-H H+
+ H-
H-
+ H+
Covalente ionico

3. En 1927 Heitler y London propusieron un tratamiento
basado en la mecánica cuántica para la molécula de H2
1. Si se suponen 2 átomos de H, se pueden describir con
las funciones de onda ΨA y ΨB
2. Cuando interaccionan
ΨH2 = ΨA(1) * ΨB(2)
La energía de enlace de H2 calculada con la función de onda
anterior es de 24 kJ/mol (la energía real es de 458
kJ/mol) con una distancia de 74 pm (dreal = 90 pm)
Para tratar de corregir el error se introduce nuevas funicones
de onda en la que se considera que los electrones se
pueden intercambiar libremente
ΨH2 = ΨA(1) * ΨB(2) + ΨA(2) * ΨB(1)
Con esta nueva función de onda la energía de enlace
calculada es de 303 kJ/mol, una mejora sustancial
respecto al cálculo anterior.

4. Si ahora se considera el carácter iónico,
nuevamente se mejora el cálculo, obteniendo
energías más proximas a las medidas
experimentalmente.
H – H H+
H-
H-
H+
Covalente iónico
ΨH2 = ΨA(1) * ΨB(2) + ΨA(2) * ΨB(1) + λ ΨA(1) * ΨA(2)+ λ ΨB(1) * ΨB(2)
ΨH2 = Ψcov + λ Ψiónica
Energía = 388 kJ/mol
Distancia = 74.9

5. Linus Pauling y Slater formularon una importante
amplicación de la teoría de enlace valencia. Las
suposiciones son:
1. El enlace más fuerte se formará entre los
orbitales de dos átomos que se superponen en
el mayor grado posible.
2. La dirección del enlace que se forma será
aquella en la que los orbitales estén
concentrados
Estas suposiciones permiten predecir cuál enlace
seá el más fuerte y determinar la dirección de la
unión

6. Hibridación
Consiste en la combinación lineal de orbitales
atómicos puros.
s + p = sp (2 orbitales) lineal
s + 2p = sp2 (3 orbitales) trigonal
s + 3p = sp3 (4 orbitales) tetraedrico
dsp2 = planar cuadrado
dsp3 = trigonal bipiramidal o piramidal cuadrado
d2sp3 = octaedrico

7. Hibridación
Consiste en la combinación lineal de orbitales
atómicos puros.
s + p = sp (2 orbitales) lineal
s + 2p = sp2 (3 orbitales) trigonal
s + 3p = sp3 (4 orbitales) tetraedrico
dsp2 = planar cuadrado
dsp3 = trigonal bipiramidal o piramidal cuadrado
d2sp3 = octaedrico