Teoría del enlace de valencia en compuestos de coordinación

Se han propuesto numerosos enfoques para explicar la naturaleza de los enlaces en las moléculas de coordinación. Una de ellas es la Teoría del Enlace de Valencia (VB). La teoría del enlace de valencia se desarrolló para describir el enlace químico utilizando el método de la mecánica cuántica. Esta teoría se ocupa en gran medida de la producción de enlaces individuales a partir de los orbitales atómicos de los átomos que intervienen en la formación de una molécula.

Los electrones en una molécula, según la hipótesis del enlace de valencia, ocupan orbitales atómicos en lugar de orbitales moleculares. En la formación de enlaces, los orbitales atómicos se superponen, y cuanto más se superponen, más fuerte es el enlace. Los enlaces metálicos son principalmente de naturaleza covalente, y la estructura metálica implica la resonancia de las conexiones de pares de electrones entre cada átomo y sus vecinos.

La teoría del enlace de valencia también explica la estructura electrónica de las moléculas creadas por la superposición de orbitales atómicos. También enfatiza el hecho de que el núcleo de un átomo en una molécula es atraído por los electrones de los otros átomos.

Postulados de la teoría del enlace de valencia

Los siguientes son los postulados clave de la teoría del enlace de valencia.

1. Cuando dos orbitales de valencia (semillenos) de átomos separados se superponen, se desarrollan enlaces covalentes. Como resultado de esta superposición, aumenta la densidad de electrones en el área entre los dos átomos enlazados, lo que aumenta la estabilidad de la molécula resultante.
2. La capa de valencia de un átomo tiene varios electrones desapareados, lo que le permite formar muchos enlaces con otros átomos. De acuerdo con la teoría del enlace de valencia, los electrones apareados en la capa de valencia no participan en la creación de enlaces químicos.
3. Los enlaces químicos covalentes son dirigidos y paralelos a la región correspondiente a los orbitales atómicos superpuestos.
4. Los enlaces sigma y los enlaces pi difieren en la forma en que se superponen los orbitales atómicos, es decir, los enlaces pi se producen por superposición lateral, mientras que los enlaces sigma se crean por superposición a lo largo del eje que contiene los núcleos de los dos átomos.

Hibridación y Geometría de Complejos

Linus Pauling creó la teoría del enlace de valencia (VBT). Su premisa básica era que las conexiones metal-ligando se crean cuando el ligando aporta un par de electrones al metal, lo que da como resultado un enlace coordinado entre el metal y el ligando.

Número de coordinación	Tipos de hibridación	Geometría	Ejemplo
2	sp	Lineal	[Ag(NH 3 ) 2 ] +
3	sp2	plano triangular	[ HgI3 ] –
4	sp 3	tetraédrico	[ CoCl4 ] 2-
4	sp2d	plano cuadrado	[Ni(CN) 4 ] 2-
4	SD 3	tetraédrico	MnO 4 –
5	dsp 3	Triangular bipiramidal	Fe(CO) 5
5	dsp 3	piramidal cuadrada	[Ni(CN) 5 ] 3-
6	d2sp 3	Octaédrico	[Fe(CN) 6 ] 4-
6	sp 3 d 2	Octaédrico	[Fe(F) 6 ] 3-

Ejemplos de complejos octaédricos

• Complejos orbitales internos: [Co(CN) ₆ ] ^3- ion
  • El estado de oxidación del cobalto en esta combinación es +3.
  • La configuración eléctrica de la capa de valencia Co ⁺ 3 es 3d ⁶ .
  • Debido a que los ligandos CN son fuertes ^, provocan el emparejamiento de electrones 3d.
  • Como resultado, los seis electrones 3d están acoplados y ocupan tres de los cinco orbitales 3d.
  • Seis orbitales híbridos d ² sp ³ se forman cuando los orbitales 3d- vacantes se combinan con los orbitales 4s y 4p vacantes.
  • Seis enlaces covalentes coordinados se forman cuando estos seis orbitales híbridos se superponen con seis orbitales llenos de ligandos.
• Complejos orbitales externos: [FeF ₆ ] ^3- ion
  • El estado de oxidación del hierro (Fe) en esta combinación es +3.
  • La configuración electrónica de la capa de valencia Fe ⁺ 3 es 3d ⁵ .
  • Debido a que los ligandos F son débiles ^, no se emparejan electrones 3d.
  • Como resultado, los cinco electrones 3d están ocupados en cinco orbitales 3d.
  • Los orbitales 4s- desocupados interactúan con los orbitales 4p vacantes y dos orbitales 5d vacantes para generar seis orbitales híbridos sp ³ d ² .
  • Seis enlaces covalentes coordinados se forman cuando estos seis orbitales híbridos se superponen con seis orbitales llenos de ligandos.

Número de orbitales y tipos de hibridación

Un átomo o ion metálico puede utilizar sus orbitales (n-1)d, ns, np, o ns, np, nd para la hibridación bajo el efecto de ligandos, generando un conjunto de orbitales equivalentes de geometría definida como octaédrico, tetraédrico, cuadrado plano, y así sucesivamente. Estos orbitales híbridos pueden colisionar con orbitales de ligandos, lo que permite que se donen pares de electrones para la unión.

Número de coordinación	Tipo de hibridación	Distribución de orbitales híbridos en el espacio
4	sp 3	tetraédrico
4	dsp 2	plano cuadrado
5	sp 3d _	Triangular bipiramidal
6	sp 3 d 2	Octaédrico
6	d 2 sp 3	Octaédrico

Aplicaciones de la teoría del enlace de valencia

1. El mayor criterio de superposición de la teoría del enlace de valencia ayuda a explicar la creación de enlaces covalentes en numerosos compuestos.
2. Este es uno de sus usos más esenciales. La variación en la longitud y la fuerza de los enlaces químicos en las moléculas de H ₂ y F ₂ , por ejemplo, puede explicarse por las diferencias en sus orbitales superpuestos.
3. El enlace covalente en una molécula de HF se produce por la superposición del orbital 1s del átomo de hidrógeno y el orbital 2p del átomo de flúor, como se explica en la teoría del enlace de valencia.

Ejemplos de números de coordinación

El número de coordinación de un sólido cristalino es el número de átomos, iones o moléculas que un átomo/ión central tiene como vecinos más cercanos en el sólido cristalino o compuesto de coordinación. Según nuestras observaciones, el magnesio tiene un fuerte número de coordinación de 6 y una fuerte afinidad por el agua u otros ligandos que contienen oxígeno. Por ejemplo, los números de coordinación de Pt y Fe en los iones complejos [PtCl ₆ ] ^2– y [Fe(H ₂ O) ₆ ] ²⁺ son 6 y 6, respectivamente. Pt y Fe están unidos a seis ligandos monodentados, Cl ^– y H ₂ O, en este caso. Considere el compuesto [Cr(NH ₃ ) ₂ Cl ₂ Br₂ ] ^– . Debido a que se descubre que el número total de átomos/iones/moléculas vinculados a Cr es 6, el átomo central Cr tiene el número de coordinación 6 una vez más. Como en (etilendiamina) es un ligando bidentado, el número de coordinación Co en el ion complejo [Co(en) ₃ ] ³⁺ es 6.

Las conexiones metal-ligando pueden no estar todas a la misma distancia en algunos complejos. En algunas circunstancias, se emplea un significado alternativo de número de coordinación, que incluye átomos que están más separados que sus vecinos más cercanos. Algunos metales tienen una estructura ondulada. Las estructuras de muchos compuestos químicos están retorcidas. A diferencia del cloruro de sodio, que tiene iones de cloruro compactos cúbicos, los aniones de arsénico tienen iones de cloruro compactos hexagonales.

Propiedades magnéticas de los complejos

• Los complejos paramagnéticos tienen electrones desapareados en el ion del metal de transición del núcleo.
• Los complejos diamagnéticos no tienen electrones desapareados en el ion del metal de transición del núcleo.
• La fórmula de giro único se utiliza para calcular el momento magnético de un complejo.

METRO = √[n(n+2)] MB

donde, BM = Magnetón de Bohr

El momento magnético de los compuestos complejos está determinado por:

• Tipo de hibridación.
• El estado de oxidación de un ion de metal de transición central.
• El número de electrones desapareados.

Limitaciones de la teoría del enlace de valencia

1. No tener en cuenta la tetravalencia del carbono.
2. No se proporciona información sobre la energía de los electrones.
3. La idea asume que los electrones se concentran en lugares específicos.
4. No proporciona una evaluación cuantitativa de las estabilidades termodinámicas o cinéticas de las moléculas de coordinación.
5. No hay distinción entre ligandos que son débiles y aquellos que son poderosos.
6. No hay razón para el color de los compuestos de coordinación.
7. Aunque proporciona una representación pictórica subjetivamente satisfactoria del complejo, no proporciona una comprensión cuantitativa de la estabilidad del complejo.
8. No predice distorsión en complejos simétricos, sin embargo, predice distorsión en todos los complejos de cobre (II) y titanio (III).
9. No explica por qué los electrones deben colocarse en contra de la regla de Hund en ocasiones, mientras que la configuración electrónica no se interrumpe en otras.
10. En ausencia de un proveedor de energía, la teoría a veces requiere que los electrones se transfieran desde un nivel de energía más bajo (Ejemplo 3d) a un nivel de energía más alto (4p).
11. La resonancia de espín electrónico demuestra que el electrón en los complejos de Cu(II) no está en el nivel 4p y que el complejo es plano.
12. No puede explicar por qué algunos complejos son más lábiles que otros. Los complejos lábiles son aquellos en los que un ligando puede reemplazarse fácilmente por otro. Por el contrario, los complejos inertes son aquellos en los que el desplazamiento del ligando es gradual.

Comparación de las teorías del enlace de valencia y del orbital molecular

La teoría de los orbitales moleculares introduce en la química el lenguaje de los orbitales enlazantes y antienlazantes, así como la deslocalización de electrones. La teoría se proporciona aquí como una alternativa a la teoría del enlace de valencia, con una formulación muy diferente. Sin embargo, ambas teorías implican aproximaciones a las estructuras eléctricas reales de las moléculas y pueden mejorarse. La teoría del enlace de valencia se mejora integrando una resonancia iónico-covalente sustancial; la teoría de orbitales moleculares se mejora al permitir una variedad de esquemas de ocupación de orbitales moleculares. A medida que se persiguen estas dos estrategias de mejora, las funciones de onda creadas por los dos enfoques convergen entre sí y las distribuciones de electrones predichas por los dos enfoques se vuelven idénticas.

Cuando la característica molecular de interés se identifica con las propiedades de los enlaces individuales, se usa comúnmente la teoría del enlace de valencia. Como resultado, se usa con frecuencia en química orgánica, donde las reacciones moleculares se abordan con frecuencia en términos de las propiedades de sus grupos funcionales. Pequeñas secciones confinadas de una molécula (como un doble enlace) o grupos específicos de átomos son ejemplos de lo último. La teoría de orbitales moleculares se usa comúnmente para describir características que comúnmente se describen en términos de deslocalización. Estas propiedades incluyen las propiedades espectroscópicas de las moléculas, en las que se usa radiación electromagnética para excitar un electrón de un orbital molecular a otro, y todos los átomos contribuyen al cambio en la densidad de electrones que se produce como resultado de la excitación.

Ejemplos de preguntas

Pregunta 1: ¿Cuáles son las deficiencias de VBT?

Responder: 

La hipótesis del enlace de valencia no explica la tetravalencia del carbono y tampoco proporciona información sobre las energías asociadas con los electrones. La teoría también asume que los electrones se concentran en lugares específicos.

Pregunta 2: ¿Cuáles son los méritos de la teoría del enlace de valencia?

Responder: 

La condición de superposición máxima proporcionada por el VBT se puede utilizar para explicar cómo se forman los enlaces covalentes en muchos compuestos. La teoría también puede arrojar luz sobre la naturaleza iónica de los enlaces químicos.

Pregunta 3: ¿Por qué es necesaria la teoría del enlace de valencia?

Responder: 

Lewis describe la disposición de las moléculas usando sistemas. Sin embargo, no describió la formación de enlaces químicos. De manera similar, la teoría VSEPR predice la forma de moléculas simples. Sin embargo, su uso era bastante limitado. También carecía de la capacidad de explicar la geometría de un átomo complicado. Como resultado, los científicos se vieron obligados a publicar la teoría de los enlaces de valencia para abordar y superar estas restricciones.

Pregunta 4: ¿Cómo se forman los enlaces sigma y pi?

Responder:

Cuando los orbitales atómicos involucrados en el enlace se superponen cabeza a cabeza, se crea un enlace sigma. Los enlaces Pi, por otro lado, implican orbitales atómicos superpuestos paralelos.

Pregunta 5: ¿Qué es el concepto de superposición orbital?

Responder: 

Según esta hipótesis, una conexión covalente que se establece entre átomos provoca la superposición de orbitales pertenecientes a átomos con espines de electrones opuestos. El tipo de superposición entre los orbitales atómicos afecta la estabilidad del orbital molecular.