El documento describe los diferentes tipos de enlaces moleculares, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, y coordinados. Explica conceptos clave como la electronegatividad, la energía de ionización, la afinidad electrónica, los orbitales moleculares, y la hibridación, los cuales determinan la geometría y estabilidad de las moléculas. También cubre temas como la resonancia y la teoría del campo ligando en compuestos de coordinación.

1. Enlaces moleculares
• Los átomos se unen para formar moléculas
• Una Teoría del enlace molecular debe explicar:
- por qué los átomos se juntan para formar moléculas
- por qué se unen en proporciones definidas
- las energías y fuerzas de enlace
- la geometría molecular

2. Energía de ionización, afinidad electrónica y
electronegatividad
• La estructura de capas completas (cerradas) en un átomo es muy
estable desde un punto de vista eléctrico y magnético
• Cuando dos átomos se aproximan para formar una molécula,
pueden ganar, perder o compartir electrones con el objetivo de
adquirir dicha estructura estable
• Existe un conjunto de magnitudes que cuantifican la tendencia de
un átomo a ganar o perder electrones cuando se aproxima a otro
átomo

3. • Energía de ionización (EI): energía mínima necesaria
para arrancar un electrón de un átomo neutro
−+
+→ eAA
Las energías de ionización más bajas corresponden a átomos que
necesitan perder pocos electrones para adquirir una estructura de
capas completas. El caso típico son los metales alcalinos (ns1), que
sólo necesitan un electrón para adquirir la estructura estable de
capas cerradas

5. • Afinidad electrónica (EA): energía liberada cuando u
átomo neutro adquiere un electrón
−−
→+ AeA
La afinidad electrónica es mayor para átomos que necesitan ganar
pocos electrones para adquirir una estructura de capas completa.
El caso típico son los halógenos que tienen una última capa de
estructura ns2 p5

6. • Electronegatividad (eN): medida de la capacidad de un
átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismo
Átomos con electronegatividad grande (electronegativos) tienden a
capturar electrones, mientras que átomos con electronegatividad
pequeña (electropositivos) tienen poca tendencia a capturar
electrones
Típicamente:
ativoselectronegmetalesno
itivoselectroposmetales
→•
→•

7. • Dos escalas de electronegatividades:
2
EE
e AI
N
+
=• Mulliken:
• Pauling: definición basada en la comparación de la energía
de enlace A-B con las energías de los enlaces A-A y B-B
[ ] 2/1
N )BB(D)AA(D)BA(De −⋅−−−=
* D(A-B), D(A-A), D(B-B): energía de los enlaces A-B, A-A, B-B

8. Naturaleza de los enlaces moleculares:
• Las fuerzas que determinan la formación de enlaces
moleculares son fuerzas de tipo electromagnético
• Dos tipos de enlaces:
• enlace iónico
• enlace covalente

9. Enlace iónico:
un átomo electropositivo cede electrones a un átomo electronegativo
dando lugar a un ión positivo y a un ión negativo, respectivamente
Na (Z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1; Cl (Z=17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

10. la fuerza de atracción entre los dos iones determina la formación
del complejo molecular

11. Energía de interacción:
a/r21
eb
r
QQ
U −
⋅+−=
:eb
:
r
QQ
k
a/r
21
−
⋅•
−• atracción culombiana
repulsión cuando los átomos se acercan y comienzan
a solapar sus nubes electrónicas
---- : atracción culombiana

12. Enlace covalente:
los átomos se enlazan compartiendo electrones no apareados de
sus capas externas
H H H2

13. • cada par de electrones compartidos constituye un enlace
• un átomo puede formar tantos enlaces como electrones desapareados
en su capa más externa
1
s1:H
1
z
1
y
2
x
22
p2p2p2s2s1:O

14. • cuando los átomos enlazados tienen electronegatividades distintas,
los electrones compartidos pasan más tiempo alrededor del átomo
más electronegativo, dando lugar a un desplazamiento parcial
de carga (molécula polar)

15. • los electrones compartidos pasan a formar parte de la molécula,
ocupando un orbital molecular, de función de onda ψ
• en el orbital molecular, la probabilidad de encontrar a los electrones
entre los núcleos es grande, apantallando la repulsión electrostática
entre los mismos y conduciendo a una estructura más estable de
menor energía: la molécula
H H
1s 1s
H2

16. Arquitectura molecular:
• la geometría de las moléculas (longitudes de enlace, ángulos de
enlace) está en gran medida determinada por las características
de los orbitales moleculares
• los orbitales moleculares se forman por solapamiento de los
orbitales atómicos de partida correspondientes a los electrones
compartidos
2211OM cc ψ+ψ=ψ
• la forma de los orbitales resultantes viene descrita por un número
cuántico (λ) equivalente al número cuántico azimutal l para los
orbitales atómicos

17. • orbitales tipo σ (λ=0):σ (λ=0):σ (λ=0):σ (λ=0): orbitales con simetría de
revolución alrededor de la línea que une los núcleos de los átomos
enlazados
OA s OA s
+ =
ΟΜΟΜΟΜΟΜ s σσσσ
+ =
OA p OA p ΟΜΟΜΟΜΟΜ p σσσσ

18. • orbitales tipo π (λ=1):π (λ=1):π (λ=1):π (λ=1):
+ =
OA p OA p ΟΜΟΜΟΜΟΜ p ππππ

19. • Dobles enlaces: enlace σ + enlace π
Oxígeno: O = O
+ =
py
pz
py
pz
O
σ
π
]p2p2p2s2[ 1
z
1
y
2
x
2
O
]p2p2p2s2[ 1
z
1
y
2
x
2

20. • Triples enlaces: enlace σ + dos enlaces π
NN:Nitrógeno ≡
+ =
N N
x
y
z
x
y
z
σ
π
π
]p2p2p2s2[ 1
z
1
y
1
x
2
]p2p2p2s2[ 1
z
1
y
1
x
2

21. • Hibridación: la geometría de muchas moléculas no se puede
explicar como simple superposición de los orbitales atómicos de
los átomos de partida
• La distribución de electrones en la capa más externa del carbono
es 2s2 2p1
x 2p1
y
• Sin embargo, el átomo de carbono forma siempre cuatro enlaces
covalentes:
- antes de una reacción, mediante un pequeño input de energía,
un electrón s salta a un estado de energía p ligeramente superior:
1
z
1
y
1
x
11
y
1
x
2
p2p2p2s2p2p2s2 →

22. C
H
H
H
• En la molécula de metano (CH4), los tres orbitales p del carbono
deberían formar tres enlaces iguales sp con los orbitales s del
hidrógeno, formando entre sí angulos de 90o, mientras que el
orbital s del carbono formaría un enlace distinto ss con el orbital
s de otro átomo de hidrógeno
H

23. • La experiencia demuestra que los cuatro ángulos de enlace son
iguales y forman entre sí ángulos de 109o, dando lugar a una
molécula en forma de tetraedro
• Hibridación sp3: antes de formarse la molécula el orbital s del
carbono y los tres orbitales p se combinan para dar lugar a tres
orbitales híbridos idénticos denominados orbitales sp3
2s2
2p2
2s1
2p3
estado fundamental estado excitado orbitales híbridos
sp3

26. • Para formar enlaces simples, el carbono siempre emplea orbitales
híbridos sp3
H3C--CH3

27. • Hibridación sp2: para formar enlaces dobles el carbono
utiliza orbitales híbridos sp2
• un orbital s más dos orbitales p
dan lugar a 3 orbitales sp2 en
el plano xy, formando ángulos
de 120o entre sí
• el orbital pz queda inalterado

28. H2C==CH2
• en los enlaces dobles, la
longitud de enlace es menor
que en un enlace simple, y
la energía de enlace es menor
que la suma de las energías
de dos enlaces simples

29. • Hibridación sp: para formar enlaces triples el carbono
orbitales híbridos sp
• un orbital s más un orbital p
dan lugar a 2 orbitales sp en
el eje x, que forman entre sí
un ángulo de 180o
• los orbitales py , pz quedan
inalterados

30. σσσσ
ππππ
ππππ
CHHC ≡

31. Resonancia:
• en algunos casos, la estructura y propiedades de las moléculas
son difíciles de explicar con la hipótesis de formación de enlaces
localizados entre dos átomos
• en el caso de la resonancia, los orbitales moleculares no están
localizados entre dos átomos determinados, sino que se extienden
hasta abarcar más o menos el conjunto de la molécula
• en este caso, no es posible representar la molécula mediante una
única fórmula estructural, sino que es preciso utilizar dos o más
fórmulas (estructuras resonantes)
• los compuestos que exhiben resonancia son habitualmente muy
estables, ya que, cuánticamente, la deslocalización de los electrones
conduce a estados de baja energía

32. • Benceno (C6H6):
≡

33. • cada átomo de carbono da lugar a tres orbitales sp2 , a través
de los cuales forman un enlace σ con un átomo de hidrógeno
y orbitales σ con dos átomos de carbono

34. • la combinación de los orbitales atómicos pz es la que dará origen a
los orbitales resonantes
• en lugar de dar lugar a tres enlaces p localizados, dichos orbitales
pz se combinan para dar lugar a orbitales moleculares deslocalizados
que estabilizan la estructura molecular

36. Enlaces coordinados
Compuestos organometálicos:
• La estabilidad de una serie de moléculas biológicamente importantes
es debida en buena medida a metales polivalentes y elementos
de transición
• Estos compuestos presentan un tipo particular de enlace conocido
como enlace coordinado o dativo
• Estos complejos consisten en un átomo o ión central, rodeado de
complejos moleculares denominados ligandos en una disposición
geométrica definida. Los ligandos se unen al átomo central pero no
forman enlaces entre sí

37. • Los electrones que participan en los enlaces con el átomo central
son donados por los grupos ligando
Co
NH3
NH3
NH3NH3
NH3 NH3
][
3+
Co(NH3)3+
• La mayor parte de los átomos centrales son elementos con
orbitales d desocupados (n>2). Destacan el Fe (hemoglobina),
el Mg (clorofila) o el Co (vitamina B12)

38. Teoría del campo ligando:
• El enlace coordinado se debe a la interacción electrostática del
ión central con los grupos ligando
• Los grupos ligando se comportan como cargas negativas:
el campo electrostático creado en torno al ión central da lugar
a un efecto de enlace adicional (energía de estabilización del
campo ligando)

39. • Ejemplo:
• En ausencia de campo externo, los cinco orbitales 3d del Fe3+
son todos de igual energía
Fe3+
Fe3+
3d
• Cuando estos orbitales se encuentran en presencia del campo
electrostático de los ligandos, dejan de tener la misma energía

40. • Los orbitales d que apuntan en la dirección de los ligandos
aumentan su energía debido a la repulsión entre la densidad de
carga negativa de los orbitales d del ión central y la de los ligandos
)d(E)d(E xyyx 22 >−

41. Fe3+ aislado
• Desdoblamiento de los niveles de energía:
campo débil
p.ej. (FeF6)3-
spin alto
campo fuerte
p.ej. (Fe(CN)6 )3-
spin bajo
campo
Energía

42. Molécula de clorofila
Mg

43. Grupo hemo