El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces sigma y enlaces pi. Los enlaces sigma son los más fuertes y se forman cuando los lóbulos de los orbitales atómicos de dos átomos se solapan, sin tener un plano nodal entre los núcleos. Los enlaces pi son más débiles y se forman cuando los orbitales atómicos p de dos átomos comparten un plano nodal que pasa entre sus núcleos. La geometría molecular de una molécula depende de la dispos

1. Enlace π
Orbitales electrónicos atómico y molecular, mostrando un enlace Pi al extremo inferior
derecho de la imagen.
En química, los enlaces pi (enlaces π) son enlaces químicos covalentes donde dos lóbulos
de un orbital involucrado en el enlace solapan con dos lóbulos del otro orbital involucrado.
Estos orbitales comparten un plano nodal que pasa a través de los núcleos involucrados.
Dos orbitales p formando un orbital π.
La letra griega π en su nombre se refiere a los orbitales p, dado que la simetría de los
orbitales de los enlaces pi es la misma de la de los orbitales p. Generalmente, los orbitales p
están involucrados en este tipo de enlace. Se asume que los orbitales d también participan
en el enlace pi, pero esto no es necesariamente el caso en la realidad, aunque el concepto de
enlace por medio de orbitales d explica bien la hipervalencia.
Los enlaces pi son generalmente más débiles que los enlaces sigma, porque su densidad
electrónica negativamente cargada está más lejos de la carga positiva del núcleo atómico, lo
que requiere más energía. Desde la perspectiva de la mecánica cuántica, la debilidad del
enlace se explica por el traslape significativamente menor entre los componentes de los
orbitales p, debido a la orientación paralela.
Aunque los enlaces pi por sí mismos son más débiles que un enlace sigma, los enlaces pi
son componentes frecuentes de los enlaces múltiples, junto con los enlaces sigma. La
combinación de enlace pi y enlace sigma es más fuerte que cualquiera de los enlaces por sí
solo. El aumento de la fuerza de un enlace múltiple comparado con un enlace simple
(enlace sigma) está indicado de varias formas, pero la más evidente es la contracción de la

2. longitud de enlace. Por ejemplo, en química orgánica, la longitud de enlace carbono-carbono
en el etano es (154 pm), etileno (133 pm) y acetileno (120 pm).
Además del enlace sigma, un par de átomos conectados por un enlace doble, enlace triple,
enlace cuádruple o enlace quíntuple pueden tener uno, dos, tres o cuatro enlaces pi,
respectivamente. Los enlaces pi resultan del traslape de orbitales atómicos que tienen dos
áres de traslape. Los enlaces pi son más difusos que los enlaces sigma. Los electrones en
los enlaces pi son referidos algunas veces como electrones pi. Los fragmentos moleculares
unidos por un enlace pi no pueden rotar libremente alrededor del enlace sin la ruptura del
enlace pi, porque la rotación involucra la destrucción de la orientación paralela de los
orbitales p constituyentes.
Casos especiales
Los enlaces pi no necesariamente conectan a pares de átomos que están unidos sino
también por enlaces sigma.
En algunos complejos metálicos, las interacciones pi entre un átomo metálico y los
orbitales antienlazantes pi de un alquino o un alqueno forman enlaces pi.
En algunos casos de enlaces múltiples entre dos átomos, no hay enlaces sigma del todo,
sólo enlaces pi. Tales casos incluyen, por ejemplo, el hexacarbonildihierro (Fe2(CO)6),
dicarbono (C2) y el borano B2H2. En estos compuestos, los enlaces centrales consisten sólo
de enlaces pi, y para conseguir el máximo traslape de orbitales, la longitud de enlace es
mucho menor de la esperada.
Geometría molecular
Geometría de la molécula de agua.
La geometría molecular o estructura molecular se refiere a la disposición tridimensional
de los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de las

3. moléculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad biológica,
etc. Actualmente, el principal modelo de geometría molecular es la Teoría de Repulsión de
Pares de Electrones de Valencia (TRPEV), empleada internacionalmente por su gran
predictibilidad.
Determinación de la geometría molecular
Las geometrías moleculares se determinan mejor a temperaturas próximas al cero absoluto
porque a temperaturas más altas las moléculas presentarán un movimiento rotacional
considerable. En el estado sólido la geometría molecular puede ser medida por Difracción
de rayos X. Las geometrías se pueden calcular por procedimientos mecánico cuánticos ab
initio o por métodos semiempíricos de modelamiento molecular.
La posición de cada átomo se determina por la naturaleza de los enlaces químicos con los
que se conecta a sus átomos vecinos. La geometría molecular puede describirse por las
posiciones de estos átomos en el espacio, mencionando la longitud de enlace de dos átomos
unidos, ángulo de enlace de tres átomos conectados y ángulo de torsión de tres enlaces
consecutivos.
Movimiento atómico
Dado que el movimiento de los átomos en una molécula está determinado por la mecánica
cuántica, uno debe definir el "movimiento" de una manera cuántica.
Los movimientos cuánticos (externos) de traslación y rotación cambian fuertemente la
geometría molecular. (En algún grado la rotación influye en la geometría por medio de la
fuerza de Coriolis y la distorsión centrífuga, pero son despreciables en la presente
discusión).
Un tercer tipo de movimiento es la vibración, un movimiento interno de los átomos en una
molécula. Las vibraciones moleculares son armónicas (al menos en una primera
aproximación), lo que significa que los átomos oscilan en torno a su posición de equilibrio,
incluso a la temperatura del cero absoluto. En el cero absoluto todos los átomos están en su
estado vibracional basal y muestran movimiento mecánico cuántico de punto cero, esto es,
la función de onda de un modo vibracional simple no es un pico agudo, sino un exponencial
de ancho finito. A temperaturas mayores, los modos vibracionales pueden ser excitados
térmicamente (en un interpretación clásica, esto se expresa al enunciar que "las moléculas
vibrarán más rápido"), pero siempre oscilan alrededor de una geometría reconocible para la
molécula.
Para tener una comprensión más clara de la probabilidad de que la vibración de una
molécula pueda ser térmicamente excitada, se inspecciona el factor de Boltzmann

4. , donde es la energía de excitación del modo vibracional, es la
constante de Boltzmann y es la temperatura absoluta. A 298K (25 °C), unos valores
típicos del factor de Boltzmann son: ΔE = 500 cm-1 --> 0.089; ΔE = 1000 cm-1 --> 0.008;
ΔE = 1500 cm-1 --> 7 10-4. Esto es, si la energía de excitación es 500 cm-1,
aproximadamente el 9% de las moléculas están térmicamente excitadas a temperatura
ambiente. La menor energía vibracional de excitación es el modo de flexión
(aproximadamente 1600 cm-1). En consecuencia, a temperatura ambiente menos del 0,07%
de todas las moléculas de una cantidad dada de agua vibrarán más rápido que en el cero
absoluto.
Como se mencionó anteriormente, la rotación influye fuertemente sobre la geometría
molecular. Pero, como movimiento mecánico cuántico, se excita a bajas temperaturas
(comparada con la vibración). Desde un punto de vista clásico, puede decirse que más
moléculas rotan más rápidamente a temperatura ambiente, esto es que tienen mayor
velocidad angular y momentum angular. En lenguaje de mecánica cuántica: más
"eigenstates" de alto momentum angular son poblados térmicamente al aumentar la
temperatura. Las energías de excitación rotacionales típicas están en el orden de unos pocos
cm-1.
Los resultados de muchos experimentos espectroscópicos están ensanchados porque
involucran una media de varios estados rotacionales. Frecuentemente es difícil obtener las
geometrías a partir de los espectros a altas temperaturas, porque el número de estados
rotacionales rastreados en el experimento aumenta al incrementarse la temperatura. En
consecuencia, muchas observaciones espectroscópicas sólo se puede esperar que conduzcan
a geometrías moleculares confiables a temperaturas cercanas al cero absoluto.
Enlaces atómicos
Por definición, los átomos en las moléculas suelen estar unidos unos a otros con enlaces
covalentes, que pueden ser simples, dobles o triples, donde un "enlace" es un par de
electrones compartidos entre átomos vecinos. Otro método de unión entre átomos se
denomina enlace iónico en el que intervienen cationes positivos y aniones negativos, sin
que se formen moléculas sino redes iónicas.
La geometría molecular puede ser especificada en términos de longitud de enlace, ángulo
de enlace y ángulo torsional. La longitud de enlace está definida como la distancia media
entre los centros de dos átomos enlazados en una molécula dada. Un ángulo de enlace es el
ángulo formado por tres átomos enlazados consecutivamente. Para cuatro átomos unidos
consecutivamente en una cadena línea, el ángulo torsional es el ángulo entre el plano
formado por los tres primeros átomos y el plano formado por los tres últimos átomos.
Isómeros

5. Los isómeros son tipos de moléculas que comparten la misma fórmula química, pero que
tienen diferentes geometrías, resultando en propiedades muy distintas:
 Una sustancia "pura" está compuesta de sólo un tipo de isómero de una molécula (todas
tienen la misma estructura geométrica).
 Los isómeros estructurales tienen la misma fórmula química, pero diferente ordenamiento
físico, frecuentemente formando geometrías moleculares alternas con propiedades muy
diferentes. Los átomos no están enlazados (conectados) en el mismo orden.
 Los isómeros funcionales son una clase especial de isómeros estructurales, donde ciertos
grupos de átomos exhiben un tipo especial de comportamiento, como es un éter o un
alcohol.
 Los estereoisómeros pueden tener muchas propiedades físicoquímicas idénticas y, al
mismo tiempo, actividad biológica muy diferente. Esto se debe a que poseen la quiralidad
que es muy común en los sistemas vivientes. Una manifestación de esta quiralidad es su
habilidad para hacer rotar la luz polarizada en direcciones diferentes.
 Protein folding, que concierne a la compleja geometría y diferentes isómeros que las
proteínas pueden tener.
La geometría molecular se representa en una pirámide en la cual en la punta inicial hay una
molécula de oxígeno con carga negativa, quedando en las otras dos puntas dos moléculas
de hidrógeno con carga positiva, que son separadas por un ángulo de 104.5º; el enlace que
une los hidrógenos con el oxígeno se llama enlace covalente, y también existe un enlace
que une a otra pirámide idéntica a la anteriormente nombrada llamado enlace puente
hidrógeno.
Tipos de estructura molecular
Tipo de
molécula
Forma
Disposición
electrónica†
Geometría‡ Ejemplos
AX1En Molécula diatómica
HF, O2, CO
AX2E0 Lineal
BeCl2, HgCl2, CO2,
PbCl2
AX2E1 Angular
NO2
−, SO2, O3

6. Tipo de
molécula
Forma
Disposición
electrónica†
Geometría‡ Ejemplos
AX2E2 Angular forma "V"
H2O, OF2, SCl2
AX2E3 Lineal
XeF2, I3
−
AX3E0 Trigonal plana
BF3, CO3
2−, NO3
−,
SO3
AX3E1 Pirámide trigonal
NH3, PCl3
AX3E2 Forma de T
ClF3, BrF3
AX4E0 Tetraédrica
CH4, PO4
3−, SO4
2−,
ClO4
−
AX4E1 Balancín
SF4

7. Tipo de
molécula
Forma
Disposición
electrónica†
Geometría‡ Ejemplos
AX4E2 Cuadrada plana
XeF4
AX5E0 Bipirámide trigonal
PCl5
AX5E1
Pirámide
cuadrangular
ClF5, BrF5
AX6E0 Octaédrica
SF6
AX6E1
Pirámide
pentagonal
XeOF—
5, IOF2-
51
AX7E0
Bipirámide
pentagonal
IF7
† Disposición electrónica incluyendo los pares no enlazantes (mostrados en amarillo)
‡ Geometría observada (excluyendo los pares no enlazantes)

8. Enlace σ
enlace σ entre dos átomos: localización de la densidad electrónica.
Orbitales electrónicos atómicos y moleculares, mostrando entre otros al enlace sigma entre dos
orbitales atómicos tipo s y un enlace sigma entre dos orbitales atómicos tipo p.
En química, el enlace sigma (enlace σ) es el tipo más fuerte de enlace químico covalente,
incluso más fuerte que el enlace pi, el cual forma el doble enlace. El orbital sigma se define
de forma más clara para moléculas diatómicas usando el lenguaje y las herramientas de la
simetría de grupos. En esta aproximación formal, un enlace σ es simétrico con respecto a la
rotación alrededor del eje del enlace. Por esta definición, las formas comunes de enlace σ
son s+s, pz+pz, s+pz, y dz
2+dz
2 (donde z está definido como el eje del enlace). La teoría
cuántica también indica que los orbitales moleculares de simetría idéntica realmente se
mezclan. Una consecuencia práctica de esta mezcla de moléculas diatómicas (equivalente a
la hibridación de la Teoría del enlace de valencia), es que las funciones de onda de los
orbitales moleculares s+s y pz+pz están mezclados. El alcance de esta mezcla de orbitales
depende de las energías relativas de los orbitales moleculares de similar simetría.
Para moléculas homodiatómicas, los orbitales σ enlazantes no tienen planos nodales entre
los átomos enlazantes. El orbital anti u orbital σ* correspondiente está definido por la
presencia de un plano nodal entre estos dos átomos enlazados.
Dado que los enlaces sigma son el tipo más fuerte de enlace covalente, los electrones en
estos enlaces son denominados algunas veces como electrones sigma.

9. El símbolo σ es la letra griega para s. Esto se debe a la similitud en forma de un enlace σ
enlazante con el orbital atómico s
Enlace sigma en compuestos poliatómicos
Se obtienen por traslape frontal de los orbitales atómicos. El concepto de enlace sigma
alcanza a describir, aunque en forma difusa, las interacciones enlazantes que involucran el
traslape de sólo un lóbulo de un orbital con sólo un lóbulo de otro. Por ejemplo, el propano
es descrito como que consiste de diez enlaces sigma, uno por cada uno de los dos enlaces
C-C y uno por cada uno de los ocho enlaces C-H. El enlace σ en tal molécula poliatómica
está altamente deslocalizado, produciéndose conflictos con el concepto de dos orbitales-un
enlace. A pesar de esta complicación, el concepto de enlace σ es extremadamente poderoso
y en consecuencia perdura
Enlaces sigma en especies con enlaces múltiples
Los compuestos que contienen enlaces múltiples, tales como el etileno y el acetato de
cromo(II) tienen enlaces sigma entre los átomos unidos por enlace múltiple. Estos enlaces
sigma están suplementados por enlaces π, como en el caso del etileno, e incluso por enlaces
δ, en el caso del acetato de cromo(II).
Hibridación (química
En química, se conoce como hibridación a la combinación de orbitales atómicos dentro de
un átomo para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales atómicos híbridos son los
que se superponen en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia,
y justifican la geometría molecular.
El químico Linus Pauling desarrolló por primera vez la teoría de la hibridación con el fin de
explicar la estructura de las moléculas como el metano (CH4) en 1931.1 Este concepto fue
desarrollado para este tipo de sistemas químicos sencillos, pero el enfoque fue más tarde
aplicado más ampliamente, y hoy se considera una heurística eficaz para la racionalización
de las estructuras de compuestos orgánicos.
Hibridación sp3

10. Cuatro orbitales sp³.
El átomo de carbono tiene seis electrones: dos se ubican en el orbital 1s (1s²), dos en el 2s
(2s²) y los restantes dos en el orbital 2p (2p²). Debido a su orientación en el plano
tridimensional el subnivel 2p tiene capacidad para ubicar 6 electrones: 2 en el orbital Px,
dos en el orbital Py y dos electrones en el orbital Pz. Los dos últimos electrones del carbono
se ubicarían uno en el 2px, el otro en el 2py y el orbital 2pz permanece vacío (2px¹ 2py¹). El
esquema de lo anterior es (cada flecha un electrón):
Para satisfacer su estado energético inestable, un átomo de valencia como el del carbono,
con orbitales parcialmente llenos (2px y 2py necesitarían tener dos electrones) tiende a
formar enlaces con otros átomos que tengan electrones disponibles. Para ello, no basta
simplemente colocar un electrón en cada orbital necesitado. En la naturaleza, éste tipo de
átomos redistribuyen sus electrones formando orbitales híbridos. En el caso del carbono,
uno de los electrones del orbital 2s es extraído y se ubica en el orbital 2pz. Así, los cuatro
últimos orbitales tienen un electrón cada uno:
El estímulo para excitar al electrón del 2s al 2pz es aportado por el primer electrón en
formar enlace con un átomo con este tipo de valencia. Por ejemplo, el hidrógeno en el caso
del metano. Esto a su vez incrementa la necesidad de llenado de los restantes orbitales.
Estos nuevos orbitales híbridos dejan de ser llamados 2s y 2p y son ahora llamados sp3 (un
poco de ambos orbitales):
De los cuatro orbitales así formados, uno (25%) es proveniente del orbital s (el 2s) del
carbono y tres (75%) provenientes de los orbitales p (2p). Sin embargo todos se sobreponen
al aportar la hibridación producto del enlace. Tridimensionalmente, la distancia entre un
hidrógeno y el otro en el metano son equivalentes e iguales a un ángulo de 109,5°.
Hibridación sp2

11. Configuración de los orbitales sp².
Se define como la combinación de un orbital S y 2 P, para formar 3 orbitales híbridos, que
se disponen en un plano formando ángulos de 120º.
Los átomos que forman hibridaciones sp2 pueden formar compuestos con enlaces dobles.
Forman un ángulo de 120º y su molécula es de forma plana. A los enlaces simples se les
conoce como enlaces sigma (σ) y los enlaces dobles están compuestos por un enlace sigma
y un enlace pi ( ). Las reglas de ubicación de los electrones en estos casos, como el
alqueno etileno obligan a una hibridación distinta llamada sp2, en la cual un electrón del
orbital 2s se mezcla sólo con dos de los orbitales 2p: surge a partir o al unirse el orbital s
con dos orbitales p; por consiguiente, se producen tres nuevos orbitales sp2, cada orbital
nuevo produce enlaces covalentes
Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y otro en algún carbono del etileno
son equivalentes e iguales a un ángulo de 120°.
Hibridación sp
Configuración de los orbitales sp.
Se define como la combinación de un orbital S y un P, para formar 2 orbitales híbridos, con
orientación lineal. Este es el tipo de enlace híbrido, con un ángulo de 180º y que se
encuentra existente en compuestos con triples enlaces como los alquinos (por ejemplo el
acetileno):

12. se caracteriza por la presencia de 2 orbitales pi(π).
Forma y ángulos
Las formas de las moléculas enlazadas por hibridaciones de sus orbitales es forzada por los
ángulos entre sus átomos:
molécula de
tipo
elemento representativo
metales
de transición
AX2
 lineal (180°)
 hibridación sp
 E.g., CO2
 angular (90°)
 hibridación sd
 E.g., VO2
+
AX3
 trigonal plana (120°)
 hibridación sp2
 E.g., BCl3
 piramidal trigonal (90°)
 hibridación sd2
 E.g., CrO3
AX4
 tetraédrica (109.5°)
 hibridación sp3
 E.g., CCl4
 tetraédrica (109.5°)
 hibridación sd3
 E.g., MnO4
−
AX5 -
 pirámide cuadrada (66°, 114°)
 hibridación sd4
 E.g., Ta(CH3)5
AX6 -
 prisma trigonal (63°, 117°)
 hibridación sd5
 E.g., W(CH3)6
moléculas hipervalentes (Resonancia)
molé
cula
de
tipo
elemento representativo
metales
de transición
AX2 - lineal (180°)

13. AX3 -
trigonal plana (120°)
AX4 -
cuadrada plana (90°)
AX5
bipiramidal trigonal (90°, 120°) bipiramidal trigonal (90°, 120°)
 hibridación fraccionada
(orbitales s y d)
 E.g., Fe(CO)5
AX6 octaédrica (90°) octaédrica (90°)

14. AX7
bipiramidal pentagonal (90°, 72°) bipiramidal pentagonal (90°, 72°)
 hibridación fraccionada
(orbitales s y tres d)
 E.g., V(CN)7
4−
AX8
antiprisma cuadrada antiprisma cuadrada
 hibridación fraccionada (orbitales s y
tres p)
 E.g., IF8
−
 hibridación fraccionada
(orbitales s y cuatro d)
 E.g., Re(CN)8
3−