Mostra la font per a Teoria d'enllaç de valència

[[Fitxer:Elektronenformel Punkte Cl Cl 3.svg|miniatura|Formació d'un enllaç simple Cl-Cl mitjançant la compartició de dos electrons aportats un per cada àtom de clor, segons Lewis]]
{{TOCdreta}}
La '''teoria d'enllaç de valència (TEV)''' és una de les dues teories bàsiques, juntament amb la [[teoria dels orbitals moleculars]] (TOM) que empren la [[mecànica quàntica]] per descriure l'[[enllaç covalent]]. Es fonamenta i desenvolupa la teoria de [[Gilbert N. Lewis]]<ref name=Lewis /> que descriu l'enllaç covalent com una unió química deguda a la compartició entre dos àtoms d'una parella d'electrons. La TEV, com la TOM, empra mètodes matemàtics aproximats de resolució de l'[[equació de Schrödinger]] per a sistemes d'àtoms enllaçats.

== Història ==
El 1916 el químic nord-americà [[Gilbert Newton Lewis]], de la [[Universitat de Califòrnia]], proposà, en el seu article ''"The Atom and the Molecule"''<ref name=Lewis>{{ref-publicació |cognom=Lewis |nom=G.N |enllaçautor=Gilbert N. Lewis |article=The Atom and the Molecule |url=http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/papers/corr216.3-lewispub-19160400.html |llengua=anglès |publicació=J. Am. Chem. Soc |volum=38 |exemplar=4 |data=abril-1916 |pàgines=762-785}}</ref> que un [[enllaç covalent]] es forma per la compartició de dos electrons desaparellats de cadascun dels dos àtoms. A partir d'aquesta idea d'aparellament d'electrons, el 1927 fou formulada la primera teoria quàntica de l'enllaç covalent,<ref>{{ref-publicació |cognom = Heitler|nom = W|enllaçautor = Walter Heitler|article = Wechselwirkung neutraler Atome und homöopolare Bindung nach der Quantenmechanik|llengua = alemany|publicació = Zeitschrift für Physik|volum = 44|data = 1927|pàgines = 455-472|cognom2 = London|nom2 = F}}</ref> per part dels físics alemanys [[Walter Heitler]] i [[Fritz Wolfgang London]], que investigaven a [[Zúric]] amb [[Erwin Schrödinger]], i que permeté el càlcul de les propietats de l'enllaç de la molècula de [[dihidrogen]] (H₂).

A finals dels anys 20 del {{segle|XX}} no s'havia pogut explicar la valència 4 del carboni que empra en la totalitat dels composts en els quals participa, excepte en el [[monòxid de carboni]], CO. Tampoc era possible explicar l'estructura tetraèdrica dels quatre enllaços que formava en molècules com el [[metà]], CH₄, i en molts d'altres. El químic nord-americà [[Linus Carl Pauling]], del [[California Institute of Technology]], atacà el problema emprant la nova [[mecànica quàntica]] i el mètode de Heitler-London, però es topà amb greus dificultats matemàtiques que li impediren resoldre les equacions mecano-quàntiques. Gràcies als treballs del físic nord-americà [[John C. Slater]], del [[Massachusetts Institute of Technology]], que simplificà l'[[equació de Schrödinger]], Pauling pogué resoldre les complexes equacions, explicar la tetravalència del carboni i la direcció dels seus enllaços i ampliar la teoria de Heitler-London a altres molècules poliatòmiques. El 17 de febrer de 1931 envià a la revista ''Journal of Americal Chemical Society'' un famós, i extens article, que duu per títol ''"The Nature of the Chemical Bond"'' on explicava els seus resultats, el qual fou publicat el 6 d'abril.<ref name=Pauling>{{ref-publicació |cognom=Pauling |nom=L.C |enllaçautor=Linus Carl Pauling |article=The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules |url=http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/papers/1931p.3.html |llengua=anglès |publicació=J. Am. Chem. Soc. |volum=53 |data=6-abril-1931 |pàgines=1367-1400}}</ref> Per la seva part Slater arribà als mateixos resultats, però els desenvolupà en forma menys extensa, i els publicà amb un mes d'antelació, l'1 de març de 1931.<ref>{{ref-publicació |cognom=Slater |nom=J.C |enllaçautor=John C. Slater |article=Directed Valence in Polyatomic Molecules |url=http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/papers/corr365.6-slaterpub-19310301.html |llengua=anglès |publicació=Phys. Rev. |volum=37 |data=1-març-1931 |pàgines=481-489}}</ref><ref name=Huheey /> Pauling amplià l'estudi de l'enllaç químic en altres sis articles, tots ells redactats com a continuació del primer.<ref name=Pauling2>{{ref-publicació |cognom=Pauling |nom=L.C |enllaçautor=Linus Carl Pauling |article=The nature of the chemical bond. II. The one-electron bond and the three-electron bond. |url=http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/papers/1931p.4.html |llengua=anglès |publicació=J. Am. Chem. Soc. |volum=53 |data=5-setembre-1931 |pàgines=3225-3237}}</ref><ref name=Pauling3>{{ref-publicació |cognom=Pauling |nom=L.C |enllaçautor=Linus Carl Pauling |article=The nature of the chemical bond. III. The transition from one extreme bond type to another |url=http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/papers/1932p.2.html |llengua=anglès |publicació=J. Am. Chem. Soc. |volum=54 |data=5-març-1932 |pàgines=988-1003}}</ref><ref name=Pauling4>{{ref-publicació |cognom=Pauling |nom=L.C |enllaçautor=Linus Carl Pauling |article=The nature of the chemical bond. IV. The energy of single bonds and the relative electronegativity of atoms |url=http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/papers/1932p.11.html |llengua=anglès |publicació=J. Am. Chem. Soc. |volum=54 |data=5-setembre-1932 |pàgines=3570-3582}}</ref><ref name=Pauling5>{{ref-publicació |cognom=Pauling |nom=L.C |enllaçautor=Linus Carl Pauling |cognom2=Wheland |nom2=G.W |article=The nature of the chemical bond. V. The quantum-mechanical calculation of the resonance energy of benzene and naphthalene and the hydrocarbon free radicals |url=http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/papers/1933p.10.html |llengua=anglès |publicació=J. Chem. Phys. |volum=1 |data=juny-1933 |pàgines=362-374}}</ref><ref name=Pauling6>{{ref-publicació |cognom=Pauling |nom=L.C |enllaçautor=Linus Carl Pauling |cognom2=Sherman |nom2=J |article=The nature of the chemical bond. VI. The calculation from thermochemical data of the energy of resonance of molecules among several electronic structures |url=http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/papers/1933p.11.html |llengua=anglès |publicació=J. Chem. Phys. |volum=1 |data=agost-1933 |pàgines=606-617}}</ref><ref name=Pauling7>{{ref-publicació |cognom=Pauling |nom=L.C |enllaçautor=Linus Carl Pauling |article=The nature of the chemical bond. VII. The calculation of resonance energy in conjugated systems |url=http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/papers/1933p.12.html |llengua=anglès |publicació=J. Chem. Phys. |volum=1 |data=octubre-1933 |pàgines=679-686}}</ref>

<center>
<gallery widths="200px" heights="200px" perrow="3">
Fitxer:Heitler,Walter 1937.jpg|[[Walter Heitler]]
Fitxer:London,Fritz 1928 München.jpg|[[Fritz Wolfgang London]]
Fitxer:Pauling.jpg|[[Linus Carl Pauling]]
</gallery></center>

== Teoria de Heitler-London ==
[[Fitxer:Covalent bond hydrogen.svg|miniatura|Enllaç covalent del dihidrogen]]
La primera teoria que desenvoluparen Heitler i London, per a la molècula de di[[hidrogen]], H₂, es fonamenta en l'[[aproximació de Born-Oppenheimer]]<ref>{{ref-publicació |cognom=Born |nom=M |enllaçautor=Max Born |cognom2=Oppenheimer |nom2=R |enllaçautor2=Robert Oppenheimer |article=On the Quantum Theory of Molecules |url=http://www.ulb.ac.be/cpm/people/scientists/bsutclif/bornop.pdf |llengua=anglès |publicació=Ann. Physik |volum=84 |data=1927 |pàgines=457}}</ref> que simplifica la resolució de l'[[equació de Schrödinger]] tractant per separat les funcions d'ona dels nuclis, que se suposen en repòs, i les dels dels electrons; i en les següents tres regles:
# ''Un [[enllaç covalent]] es forma per la interacció de dos electrons desaparellats de cadascun dels dos àtoms.''<ref name=Lewis />
# ''Els spins dels electrons queden oposats en l'enllaç i no contribueix a la susceptibilitat magnètica de la substància.''
# ''La parella d'electrons que formen un enllaç no contribueixen a cap altre enllaç.''
A la teoria de Heitler-London el punt de partida per a fer els càlculs mecano-quàntics són dos àtoms d'hidrogen que han d'enllaçar-se, situats a distància infinita, això és, sense cap tipus d'interacció. La funció d'ona d'aquest sistema, Ψ<sub>I</sub>, es pren, en una primera aproximació, com el producte de les funcions d'ona dels àtoms separats, és a dir:

<center><math>\Psi_I=\Psi_\mathrm{A(1)}\cdot\Psi_\mathrm{B(2)}</math></center>

on '''A''' i '''B''' són els àtoms, i '''1''' i '''2''' indiquen, respectivament, els electrons de l'àtom A i el del B.

Seguidament es van aproximant i es calculen totes les interaccions que van sorgint a mesura que la distància disminueix. Aquest mètode té l'avantatge que permet introduir directament en els càlculs tots els detalls específics de les interaccions, molts dels quals es coneixen ''a priori'' per l'experiència, la qual cosa simplifica molt els càlculs, especialment en el cas de molècules poliatòmiques.<ref name=Roig>{{ref-llibre |cognom=Díaz Peña |nom=M. |cognom2=Roig Muntaner |nom2=A. |enllaçautor2=Antoni Roig Muntaner |títol=Química física |llengua=castellà |edició=1ª |editorial=Alhambra |lloc=Madrid |any=1983 |isbn=84-205-0256-1}}</ref>

<div style="float:right;margin-left:10px;margin-bottom:10px;margin-top:10px;text-align:center">
{| border=1 cellspacing=0 cellpadding="6" style="margin: 0 0 0 0.5em; background: white; border-collapse: collapse; border-color: #C0C090;"
|-
| bgcolor="#D0D0D0" align=center colspan=3 |'''Energia i distància internuclear de H₂ calculades'''
'''amb diferents aproximacions''' (efectes acumulats)<ref name=Roig />
|- align=center {{chembox header}}
| ''Funció de prova'' || ''Energia de''
''dissociació (eV)''
|| ''Distància''
''internuclear (Å)'' 
|- align=center
| Electroestàtica || 0,25 || 0,90 
|- align=center
| Bescanvi || 3,14 || 0,869
|- align=center
| Apantallament || 3,78 || 0,743
|- align=center
| Polarització || 4,04 || 0,74
|- align=center
| Formes iòniques || 4,12 || 0,75 
|- align=center 
| '''Experimental''' || '''4,747''' || '''0,741''' 
|}
</div>
[[Fitxer:En pot biatomica.jpg|miniatura|En unir-se els dos àtoms es produeix un mínim d'[[energia potencial]] a la distància d'enllaç r<sub>0</sub>, és l'energia d'enllaç o bé l'energia de dissociació, l'energia que s'ha de subministrar per rompre l'enllaç.]]
Les interaccions que consideraren Heitler i London són:
# '''La interacció electroestàtica'''. A més de les atraccions que experimenten els [[nucli atòmic|nuclis atòmics]] amb els seus respectius [[Electró|electrons]] i les repulsions entre electrons d'un mateix àtom, hi ha les atraccions entre nucli i electrons d'àtoms diferents que afavoreix l'[[enllaç químic]]. En contra de la formació de l'enllaç s'han de considerar les repulsions entre els nuclis positius d'ambdós àtoms i entre els electrons dels diferents àtoms. És un factor que representa el 5,27 % de l'[[energia d'enllaç]]. L'energia d'enllaç és la diferència entre l'energia potencial dels àtoms separats i la dels àtoms enllaçats.<ref name=Roig />
# '''Interacció de bescanvi'''. El bescanvi d'electrons és un concepte introduït per Heitler i London i prové del fet que els electrons, en formar-se l'enllaç, deixen de pertànyer a un àtom i és impossible saber quin electró prové d'un àtom i de l'altre. Els electrons són indiscernibles. La disminució de l'energia es pot explicar a partir del fet que els electrons tenen un volum major on moure's i la mecànica quàntica demostra que l'energia és inversament proporcional al volum. Aquest fenomen és el que proporciona una disminució més elevada de l'energia en formar-se l'enllaç.<ref name=Huheey>{{ref-llibre |cognom=Huheey |nom=J.E. |títol=Química Inorgànica. Principios de estructura y reactividad |editorial=Harla |lloc=México |data=1981 |isbn=968-6034-13-7}}</ref> Per tant, també és possible la funció d'ona, Ψ<sub>II</sub> amb els electrons canviats, o sigui:

<center><math>\Psi_{II}=\Psi_\mathrm{A(2)}\cdot\Psi_\mathrm{B(1)}</math></center>

Com que no és possible diferenciar els electrons la funció d'ona es pren com a combinació lineal de les dues anteriors, Ψ<sub>I</sub> i Ψ<sub>II</sub>:

<center><math>\Psi=c_I \cdot \Psi_I + c_{II} \cdot \Psi_{II} =\Psi_\mathrm{A(1)}\cdot\Psi_\mathrm{B(2)} + \Psi_\mathrm{A(2)}\cdot\Psi_\mathrm{B(1)}</math></center>

on '''c<sub>I</sub>''' i '''c<sub>II</sub>''' són constants de la combinació lineal.

Aquest és el factor més important alhora de rebaixar l'energia en la formació de l'enllaç, ja que contribueix en un 60,9% de tota l'energia d'enllaç.<ref name=Roig />

=== Ampliació de la teoria inicial ===
Posteriorment altres investigadors refinaren els càlculs inicials introduint més factors, aconseguint aproximar-se als valors experimentals d'energia i distància entre nuclis. Els més importants són:
# '''Efecte d'apantallament'''.<ref name=Wang>{{ref-publicació |cognom=Wang |nom=S.C |publicació=Phys. Rev. |volum=31 |data=1928 |pàgines=579}}</ref> Els electrons produeixen un efecte de pantalla entre ells mateixos i això dona lloc a un [[nombre atòmic]] efectiu Z<sup>*</sup> menor que el nombre atòmic real de l'àtom, Z. Contribueix en un 13,5 % en l'energia d'enllaç.<ref name=Huheey />
# '''Polarització'''.<ref name=Rosen>{{ref-publicació |cognom=Rosen |nom=N |publicació=Phys. Rev. |volum=38 |data=1931 |pàgines=2099}}</ref> La polarització és la deformació que experimenten els [[orbital atòmic|orbitals atòmics]] pel fet de tenir un altre àtom proper. Contribueix en un 5,48% en l'energia d'enllaç.<ref name=Roig />
# '''Participació de formes iòniques'''.<ref name=Weinbaum>{{ref-publicació |cognom=Weinbaum |nom=S |publicació=J. Chem. Phys. |volum=1 |data=1933 |pàgines=593}}</ref> És una interacció que es produeix perquè, en un moment donat, els electrons que formen l'enllaç poden estar damunt un dels dos nuclis, produint un [[anió]], que atreu l'altre àtom que ha quedat momentàniament sense l'electró de l'enllaç i resta positiu ([[catió]]). Contribueix en un 1,68 % en l'energia d'enllaç.<ref name=Roig />

Els resultats d'aquests càlculs indiquen que l'enllaç covalent és degut principalment per l'aparellament dels dos electrons, és a dir, a la possibilitat de bescanvi entre ells, i a la major atracció electroestàtica que tenen per part dels dos nuclis atòmics. L'aparellament només es pot produir si els electrons estan desaparellats en els àtoms, és a dir, si cada electró ocupa ell sol un [[orbital atòmic]]. Així els electrons que s'aparellin poden adoptar [[spin]]s oposats, complint amb el [[principi d'exclusió de Pauli]].<ref name=Roig />

== Teoria de Heitler-London-Slater-Pauling ==
La TEV aplicada en un principi a la molècula de dihidrogen, H₂, per part de Heitler i London, fou ampliada per Slater i Pauling a molècules poliatòmiques, i es coneix com a teoria de Heitler-London-Slater-Pauling (HLSP). Consisteix a aproximar la funció d'ona de la molècula, per una [[combinació lineal]] de funcions d'ona dels electrons que s'aparellen per formar enllaç covalent, la qual cosa equival a dir que, un electró d'un àtom A s'aparella amb un altre d'un àtom B per donar l'enllaç A-B, essent aquest aparellament independent de qualsevol altre que es pugui donar en la mateixa molècula.<ref name=Roig />

Pauling i Slater ampliaren les tres regles de formació de l'enllaç de Heitler i London amb aquestes tres més:
# ''En cada enllaç només participa un orbital atòmic de cada àtom.''
# ''Per a combinacions d'orbitals atòmics del mateix nivell energètic l'enllaç és més fort com major sigui la superposició dels orbitals, i l'enllaç es forma en la direcció de màxima superposició.''
# ''Si es poden combinar orbitals de diferents nivells d'energia els que produeixen enllaços més forts són els de menor energia.''<ref name=Pauling />

Aquests principis s'ha demostrat que poden emprar-se per a la descripció de nombroses unions químiques, i que representen la racionalització, mitjançant la mecànica quàntica, de la teoria de Lewis de la unió per parelles d'electrons. Sempre que hi hagi dos àtoms que tenguin almanco un electró no aparellat cadascun, aquests poden unir-se per formar un enllaç en el qual els electrons es troben aparellats. Dos àtoms de liti, per exemple, amb configuracions 1s²2s¹, es combinen per donar Li₂ aparellant els electrons 2s; dos àtoms de clor, amb configuracions [Ne] 3s²3p<sub>x</sub>²3p<sub>y</sub>²3p<sub>z</sub>¹ es combinen perquè aparellen els seus electrons 3p<sub>z</sub> i donen Cl₂.<ref name=Cotton>{{Ref-llibre |cognom=Cotton |nom=F.A |cognom2=Wilkinson |nom2=G |enllaçautor2=Geoffrey Wilkinson |títol=Química Inorgànica Avanzada |editorial=Limusa |lloc=México |data=1978 |}}</ref>

=== Enllaç σ ===
[[Fitxer:Sigma-bonds-2D.svg|miniatura|Representació de la formació de diferents enllaços '''σ''']]
La teoria HLSP descriu diversos tipus d'enllaços covalents. Si els orbitals atòmics que contenen els electrons desaparellats se superposen, se superposen, en la mateixa direcció que els seus eixos de simetria s'obté un enllaç σ. Se'n poden formar de diversos subtipus:
* '''σ<sub>ss</sub>''', si se superposen dos orbitals atòmics s, com és el cas de la molècula de dihidrogen, H₂.
* '''σ<sub>sp</sub>''', si se superposa un orbital atòmic s d'un àtom amb un orbital p<sub>z</sub> de l'altre (l'eix Z és habitualment l'eix d'enllaç). Com a exemples hi ha el [[clorur d'hidrogen]] HCl i el [[bromur d'hidrogen]] HBr.
* '''σ<sub>pp</sub>''', si se superposen dos orbitals atòmics p<sub>z</sub> en la mateixa direcció que els seus eixos de simetria. Per exemple els trobam a les molècules Cl₂, Br₂ o I₂.

=== Enllaç π ===
[[Fitxer:Pi-bond.jpg|miniatura|Enllaç π]]
Els orbitals atòmics també poden superposar-se en direcció perpendicular als seus eixos de simetria. En aquest cas s'obtenen enllaços π, els quals es formen només per superposició d'orbitals atòmics p<sub>x</sub> o p<sub>y</sub>, ja que els tenen simetria esfèrica i els p<sub>z</sub> estan orientats en la direcció de l'enllaç. Són enllaços més dèbils que els σ, i a les molècules on es presenten sempre van acompanyats d'un enllaç σ. Permeten explicar les molècules de [[oxigen|dioxigen]], O₂, i [[nitrogen|dinitrogen]], N₂, que tenen enllaços doble (σ + π) i triple (σ + π + π) respectivament.

=== Valències superiors ===
L'existència de tots els composts de [[carboni]] amb quatre enllaços (excepte el [[monòxid de carboni]], CO), mentre que el carboni només disposa de dos electrons desaparellats per formar enllaços, era un buit que la teoria de Heitler-London no podia explicar. Pauling s'adonà que era possible la promoció d'un electró 2s a un orbital 2p, quedant quatre electrons desaparellats amb la possibilitat, per això, de formar quatre enllaços i, així, recuperar l'energia invertida en la promoció:

<center><math>C: \; 1s^22s^22p_x^12p_y^12p_z^0 \longrightarrow 1s^22s^12p_x^12p_y^12p_z^1</math></center>

D'aquesta manera és possible explicar totes les valències superiors dels elements químics, per exemple la 5 del [[fòsfor]], la 4 i la 6 del [[sofre]], les 3, 5 i 7 del [[clor]]. També permet explicar que elements, com l'[[oxigen]] o el [[nitrogen]], no tenguin valències superiors, ja que la promoció s'ha de fer entre orbitals d'un mateix nivell energètic, i aquest elements no tenen orbitals buits en el nivell 2.<ref name=Huheey /> La promoció a orbitals buits de nivells superiors requereix una quantitat excessiva d'energia que no es pot recuperar amb la formació d'un major nombre d'enllaços.<ref name=Pauling />

<center><math>O: \; 1s^22s^22p_x^22p_y^12p_z^1</math></center>

=== Hibridació ===
{{article principal|Hibridació d'orbitals}}
[[Fitxer:Hybridation sp3-anim 100.ogv|miniatura|Animació de la distribució tetragonal de la densitat de càrrega dels orbitals híbrids sp<sup>3</sup>]]
Un altre problema no resolt, en les primeres dècades del {{segle|XX}}, respecte del carboni, era la direccionalitat dels seus enllaços. Era ben sabut, per mesures experimentals, que el [[carboni]], i altres elements, formaven quatre enllaços dirigits segons les direccions dels vèrtexs d'un [[tetraedre]], separats 109,5º; i amb els quatre enllaços equivalents. Amb els orbitals atòmics s i p això no és possible perquè tres d'ells estan orientats en direccions separades 90°, els p, i l'orbital s no té cap direcció preferent. Tampoc és possible l'equivalència dels enllaços formats, ja que els orbitals s no tenen la mateixa simetria que els p i, per tant, no poden donar la mateixa superposició amb orbitals d'altres àtoms. Pauling descobrí que la mecànica quàntica no impedeix que, a partir dels orbitals atòmics s i p, se'n obtenguin de nous mitjançant una combinació lineal, que siguin equivalents i que estiguin orientats segons els vèrtexs d'un tetraedre. Aquests nous orbitals, que s'anomenen [[orbitals híbrids]], també són solucions de l'[[equació de Schrödinger]].<ref name=Pauling /> Les possibles hibridacions dels orbitals s i p són:
[[Fitxer:Hybrydyzacja sp.svg|miniatura|Formació dels orbitals híbrids sp]]
* '''Hibridació tetragonal'''. La combinació dels quatre orbitals atòmics, l's i els tres p, dona lloc a quatre orbitals híbrids sp<sup>3</sup>, separats amb angles de 109,5º:

<center><math>2s^12p_x^12p_y^12p_z^1 \longrightarrow 2(sp^3)^12(sp^3)^12(sp^3)^12(sp^3)^1</math></center>

* '''Hibridació trigonal'''. La combinació de l'orbital atòmic s i només dos dels tres p, dona lloc a tres orbitals híbrids sp², continguts en un pla i separats 120º:

<center><math>2s^12p_x^12p_y^12p_z^1 \longrightarrow 2(sp^2)^12(sp^2)^12(sp^2)^12p_z^1</math></center>

* '''Hibridació digonal'''. La combinació de l'orbital atòmic s i només un dels tres p, dona lloc a dos orbitals híbrids sp, continguts en una recta i separats 180°:

<center><math>2s^12p_x^12p_y^12p_z^1 \longrightarrow 2sp^12sp^12p_y^12p_z^1</math></center>

També és possible hibridar orbitals '''s''', '''p''' i '''d''' en aquells àtoms que tenen electrons de valència que poden promocionar a orbitals '''d''' dins del mateix nivell, això és, pel nivell 3 en endavant. Amb ells és possible explicar molècules com ara, el [[pentaclorur de fòsfor]], PCl₅, que té geometria de bipiràmide trigonal i s'aconsegueix mitjançant cinc híbrids sp<sup>3</sup>d del [[fòsfor]]; o l'[[hexafluorur de sofre]] que amb sis híbrids sp<sup>3</sup>d² del [[sofre]] dona lloc a una geometria octaèdrica.

=== Ressonància ===
{{article principal|Ressonància (química)}}
[[Fitxer:VBaromaticidade.jpg|miniatura|Estructures del benzè de Kekulé i de Dewar]]
Els càlculs per a molècules amb molts d'enllaços és complexa. Però si les molècules tenen enllaços dobles conjugats, com és el cas del [[benzè]], per escriure la seva funció d'ona es poden emprar combinacions lineals de totes les funcions d'ones de les possibles estructures raonables, donant més importància a les més probables, o les que rebaixen més l'energia.<ref name=Pauling5 /> Experimentalment se sap que tots els enllaços del benzè són equivalents, per la qual cosa no és correcte assignar enllaços simples i dobles alternats, o creuant l'anell. La molècula real és una mescla de totes aquestes estructures, les quals no són reals, no existeixen, no hi ha un equilibri químic entre elles, provenen de les limitacions de les nostres representacions de les molècules.

Pel benzè, històricament es proposaren un bon grapat de fórmules estructurals. Les dues estructures més importants són les de [[Kekulé]] perquè són més estables, per la qual cosa contribueixen amb més pes a la funció d'ona del benzè. Les següents més probables són les estructures de [[James Dewar|Dewar]], però són menys estables degut a la gran longitud dels dèbils enllaços que creuen l'anell. D'altres estructures es descartaren perquè eren molt poc probables. Les estructures simples utilitzades s'anomenen estructures canòniques.

== Vegeu també ==
{{Columnes}}
* [[Equació de Schrödinger]]
* [[Regla de l'octet|Teoria de l'octet de Lewis]]
* [[Aproximació de Born-Oppenheimer]]
{{Columna nova}}
* [[Teoria dels orbitals moleculars]]
* [[Teoria RPECV]]
* [[Geometria molecular]]
{{Columna nova}}
* [[Enllaç covalent]]
* [[Ressonància (química)]]
* [[Hibridació d'orbitals]]
* [[Energia de dissociació]]

{{Final columnes}}

== Bibliografia ==
* {{ref-llibre |editor=Cooper, D.L. (ed) |títol=Valence bond theory |url=http://books.google.cat/books?id=ichMZ0Qq4VIC&dq=Coulson+Valence&hl=ca&source=gbs_navlinks_s |llengua=anglès |editorial=Elsevier |data=2002 |isbn=9780444508898}}
* {{ref-llibre |cognom=Gallup |nom=G.A |títol=Valence Bond Methods: Theory and Applications |url=http://books.google.cat/books?id=SGR3PwAACAAJ&hl=ca&source=gbs_book_other_versions |llengua=anglès |editorial=Cambridge University Press |data=2005 |isbn=9780521021272}}
* {{ref-llibre |cognom=Pauling |nom=L.C |enllaçautor=Linus Carl Pauling |títol=The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals: an introduction to modern structural chemistry |url=http://books.google.cat/books?id=L-1K9HmKmUUC&hl=ca&source=gbs_navlinks_s |llengua=anglès |editorial=Cornell University Press |data=1960 |isbn=9780801403330}}
* {{ref-llibre |cognom=Shaik |nom=S.S |cognom2=Hiberty |nom2=P.C |títol=A chemist's guide to valence bond theory |url=http://books.google.cat/books?id=bKs5Dxa-ZB8C&printsec=frontcover&hl=ca&source=gbs_ge_summary_r&cad=0#v=onepage&q&f=false |llengua=anglès |editorial=John Wiley & Sons |data=2008 |isbn=9780470037355}}
* {{ref-llibre |cognom=Weinhold |nom=F |cognom2=Landis |nom2=C.R |títol=Valency and bonding: a natural bond orbital donor-acceptor perspective |url=http://books.google.cat/books?id=5lxezAmEnaAC&hl=ca&source=gbs_similarbooks_s&cad=1 |llengua=anglès |editorial=Cambridge University Press |data=2005 |isbn=9780521831284}}

== Referències ==
{{referències}}

{{ORDENA:Enllac De Valencia, Teoria D'}}
[[Categoria:Teories de la química]]