TEORIAS DE UNIONES MOLECULARES 

 TRPECV (teoría de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia). 

 TEV (teoría del enlace de valencia).  TOM (teoría de orbitales moleculares). 

TRPECV 

Nº de pares de e-

Geometría Angulo de enlace

2 (AX2) Linear 180o

3 (AX3) Trigonal Planar

120o

4 (AX4) Tetrahedral 109.5o

5 (AX5) Trigonal Bipyramidal

90o / 120o

6 (AX6) Octahedral 90o

Geometría ideal 

Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 

 1‐ La polaridad de los enlaces de la molécula. 

 2‐ La geometría molecular 

CO2 

Cada  dipolo  C‐O  se  anula porque  la  molécula  es lineal 

Los  dipolos  H‐O  no  se  anulan  porque la molécula no es lineal, sino bent. 

H2O 

Teoría del enlace de valencia •  Explica que el enlace se forma por superposición de orbitales

atómicos. •  Supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales

atómicos de los átomos individuales.

•  La acumulación de densidad electrónica entre dos núcleos ocurre cuando un orbital atómico de valencia se fusiona con uno de otro átomo.

•  Los orbitales ocupan una misma región del espacio, se solapan o traslapan. 

Región de solapamiento 

Región de solapamiento 

Solapamiento de orbitales para formar enlaces covalentes

Teoría del enlace de valencia 

• Para explicar las geometrías suponemos que los orbitales atómicos de un átomo se mezclan para formar nuevos orbitales llamados orbitales híbridos.

• El proceso de mezclar (alterar los orbitales atómicos cuando los átomos se acercan para formar enlaces) se denomina hibridación.

• El número total de orbitales híbridos de un átomo, es igual al número de orbitales atómicos que se combinaron.

• • F Be F

• •

• •

• •

• •

• •

Be: 1s2 2s2 

1s 2s 2p

Estado basal: 

1s 2s 2p

Promoción: 

1s sp sp 2p

Hibridización: 

2p 2 sp 2p

Be F F :  : 

Región de solapamiento 

C: 1s2 2s2 2p2 

1s 2s 2p

Estado basal: 

1s 2s 2p

Promoción: 

1s sp3

Hibridización: 

H C H

H

H

Teoría de orbitales moleculares (TOM)

  La combinación de orbitales atómicos de átomos diferentes forma orbitales moleculares. Los electrones en estos orbitales pertenecen a la molécula como conjunto.

  Da una idea más precisa sobre:  la distribución de la nube electrónica,  la energía de enlace,  las propiedades magnéticas de la molécula.

T.O.M.  Muchas veces, TEV, no explica ciertas propiedades de las moléculas. Ej. O2, que según la teoría es diamagnética (sin electrones desapareados). Experimentalmente, el O2 es paramagnética. 

  La TOM, describe los enlaces covalentes en términos de orbitales moleculares, que resultan de la interacción de los orbitales atómicos de los átomos que se enlazan. 

  ¿qué diferencia hay entre un orbital atómico y uno molecular? 

TOM 

O.M. DE ENLACE Y ANTIENLACE  O.M. DE ENLACE: 

 MENOR ENERGÍA,  MAYOR ESTABILIDAD,   ENLACE COVALENTE 

ESTABLE,  D. ELECTRÓNICA MÁX. ENTRE 

NÚCLEOS DE ÁTOMOS.   INTERFERENCIA 

CONSTRUCTIVA 

 O.M. DE ANTIENLACE: 

 MAYOR ENERGÍA,  MENOR ESTABILIDAD,   ENLACE COVALENTE 

INESTABLE,   LA DENSIDAD DISMINUYE A 

CERO ENTRE LOS DOS NÚCLEOS. 

  INTERFERENCIA DESTRUCTIVA 

Orbital atómico 

Orbital atómico 

Átomo  Átomo Molécula 

Energía 

Antienlazante 

Enlazante 

1s  1s 

σ 1s 

σ *1s 

+ 

La molécula de H2 posee un orbital molecular  σ1s enlazante y un orbital σ*1s antienlazante de

mayor energía.

Diagrama de niveles de E para un O.M. 

Diagrama  de energía para orbitales “p” 

Orbitales moleculares σ2p y π2p 

2pz  2pz 

2py  2py  π2py

2px 2px 

π*2py

π*2pz π2pz

σ*2px σ2px

Reglas que gobiernan configuración electrónica 

molecular 

ORDEN DE ENLACE  Es útil para comparar estabilidades de diferentes especies químicas. 

Indica la fuerza de un enlace. Ej.: O.E.=2‐0/2= 1 (un enlace covalente, molécula estable).    O.E.= 0 (enlace covalente no estable, no existe molécula). 

Orden de enlace: predicciones. 

O.E   1/2   1   1/2   0  

Config. e‐   (σ1s)1   (σ1s)2   (σ1s)2 (σ*1s)1   (σ1s)2 (σ*1s)2  

Estabilidad  H2  >  H+2  >  He+2  >  He2

Moléculas diatómicas homonucleares de elementos del 

2° período 

Diagrama general de niveles de Energía σ*2px 

π*2py = π*2pz 

σ2px 

π2py = π2pz 

σ*2s 

σ2s 

σ*1s 

σ1s 

σ*2p

Ene

rgía

π*2p

σ2p

π2p

2p 2p

σ*2s

σ2s 2s 2s

Átomo de N Átomo de N Molécula de N2

Ene

rgía

σ*2p

π*2p

σ2p

π2p

2p 2p

σ*2s

σ2s 2s 2s

Átomo de O Átomo de O Molécula de O2

Moléculas diatómicas heteronucleares 

  Los  orbitales  atómicos  del  elemento  MÁS ELECTRONEGATIVO, tienen MENOR energía que  la de  los  orbitales  de  los  elementos  MENOS ELECTRONEGATIVO. 

 En  este  caso,  los  diagramas  anteriores  no  son apropiados para este tipo de moléculas. 

 Ej. CO: C   1s2  2s2  2p2 O  1s2  2s2  2p4 

Molécula de CO 

C: 1s2 2s2 2p2 O: 1s2 2s2 2p4