Método del enlace de valencia

Este método parte de la idea fundamental de que, al acercarse los átomos para formar el enlace, se produce un solapamiento de orbitales (más correctamente, una interpenetración de nubes electrónicas, ya que éstas ocupan volúmenes y no superficies).

Para que se forme el enlace covalente, los orbitales enlazados han de cumplir ciertas condiciones de simetría, de manera que la superposición de orbitales sea máxima, lo que supone una mayor estabilidad y un menor contenido en energía. La superposición de los dos orbitales atómicos lleva consigo el apareamiento de los spines electrónicos.

De acuerdo con este método, la molécula de H₂ se explica de la forma siguiente:

Los enlaces de este tipo, en los que la región de densidad electrónica máxima rodea el eje internuclear, reciben el nombre de enlaces σ (sigma). Por tanto, los dos hidrógenos en la molécula de H₂ están unidos por un enlace σ.

Los orbitales s, por ser esféricos, no tienen una dirección de solapamiento preferente, pero los orbitales p se encuentran situados en las tres direcciones de los ejes de coordenadas y no todos los solapamientos dan como resultado la misma interpenetración.

Los requisitos para la formación del enlace son:
—Los orbitales ocupados por los electrones que forman los enlaces deben poseer energías semejantes.
—Los orbitales que se superponen deben poseer la misma simetría respecto al eje internuclear.

Consideremos dos átomos que se aproximan uno a otro a lo largo del eje Z. En este caso, un orbital s de un átomo no puede superponerse sobre un orbital p_x o p_y del otro átomo lo suficiente para permitir la formación de un enlace.

Tampoco en esta situación puede un orbital p_z recubrir a los orbitales p que se extienden en las direcciones X o Y.

Sin embargo, puede formarse otro tipo de enlace al superponerse un orbital p_y y otro orbital p_y, o bien, un p_x y otro p_x. En este caso, el área de superposición no rodea completamente el eje internuclear, sino que existen dos regiones separadas, de densidad electrónica elevada, una a cada lado del eje. Estos enlaces, que no rodean completamente el eje internuclear, se llaman enlaces π (pi) y dejan una zona de densidad electrónica nula a lo largo del eje internuclear.

 

La energía de un enlace a es mayor que la de un enlace ir, debido a su fortaleza; por esta razón, un enlace w es más reactivo que un enlace a, pues es más fácil de romper.

Debido a las orientaciones de los orbitales en el espacio, entre dos átomos sólo puede haber los siguientes enlaces:
—Si el enlace es sencillo: un enlace σ.
—Si el enlace es doble: un enlace σ y un enlace π.
—Si el enlace es triple: un enlace σ y dos enlaces π.

Por ejemplo: veamos la molécula de nitrógeno, N₂:

En cada átomo de nitrógeno hay tres electrones desapareados y puede haber un triple enlace (covalencia tres); de estos enlaces, uno es σ y dos son π. Además, considerando sólo la última capa, hay un par de electrones sin compartir sobre cada átomo de nitrógeno.