1. 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:

2. 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

3. teoría de enlace-valencia 3
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:

4. teoría de enlace-valencia 4
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”:

5. teoría de enlace-valencia 5
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 sp3
d: 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 sp3
d2
: para AB6 (octaédrica u Oh), AB5E (pirámide de base cuadrada”),
AB4E2 (cuadrada). Los elementos B, C, N, O y F no pueden alcanzarla.

6. teoría de enlace-valencia 6
Geom Estructura Ángulos de
enlace
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
AB3E
B-A-B < 109.5º
(en NH3,
B-A-B = 107º)
AB2E2
B-A-B < 109.5º
(en H2O,
B-A-B = 104º)
sp3
d AB5
B-A-B = 90º
B-A-B = 120º
Geom Estructura Ángulos de
enlace
AB4E
B-A-B < 90º
B-A-B < 120º
(en SF4,
B-A-B = 86.5º y
B-A-B = 103º)
sp3
d AB3E2
B-A-B < 90º
B-A-B < 180º
(en BrF3,
B-A-B = 86º y
B-A-B = 188º)
AB2E3 B-A-B = 180º
AB6 B-A-B = 90º
sp3
d2
AB5E B-A-B < 90º
AB4E2 B-A-B = 90º
En las geometrías AB5, AB4E y AB3E2, el diferente tono de azul sirve
únicamente para distinguir los sustituyentes apicales (azul más claro) de los
ecuatoriales. No obstante, esta indicación es solamente para visualizar mejor
los ángulos de enlace.