Hibridación | Maternidad y todo

Hibridación

Pauling (1931) introdujo el revolucionario concepto de hibridación. La redistribución de la energía de los orbitales de los átomos individuales para dar nuevos orbitales de energía equivalente se llama hibridación. Los nuevos orbitales formados se conocen como orbitales híbridos.

A continuación se dan los diferentes tipos de hibridación junto con los orbitales híbridos y las estructuras:

Antes de discutir los ejemplos, debemos mencionar aquí las reglas de hibridación, que son las siguientes:

(i) Los orbitales de un átomo central sólo sufrirían hibridación.

(ii) Los orbitales de casi el mismo nivel de energía pueden mezclarse para formar orbitales híbridos.

(iii) El número de orbitales atómicos mezclados es siempre igual al número de orbitales híbridos.

(iv) Durante la hibridación, la mezcla del número de orbitales es según la necesidad.

(v) Los orbitales híbridos se distribuyen en el espacio y tienden a los más alejados.

(vi) Los enlaces híbridos son más fuertes que los enlaces no hibridados.

(vii) Si una vez que un orbital se ha utilizado para construir un orbital híbrido, ya no está disponible para contener electrones en su forma “pura”. Los orbitales s- y p- pueden hibridarse de tres maneras, que se discuten a continuación:

Hibridación Sp-: En este tipo de hibridación un orbital s- y uno p- se mezclan para formar dos orbitales sp- híbridos, teniendo

Hybridisation

estructura lineal con ángulo de enlace $180^0$ . Por ejemplo en la formación de $BeCl_2$ , primero el átomo be entra en estado excitado $(2s^1 2p^1)$ , luego se hibrida para formar dos orbitales híbridos sp. Estos orbitales híbridos se solapan con los dos orbitales p de dos átomos de cloro para formar la molécula $BeCl_2$ . Esto se representa en la figura dada anteriormente:

be (estado excitado) $dfrac{{uparrow}{2s} \dfrac{\uparrow}{2p_x} \2p_y \2p_z \...de la dización. \dfrac{{uparrow}{sp} dfrac{uparrow}{sp} dfrac{{2p_y2p_z}$

sus otros ejemplos son: $CO, CO_2, C_2H_2, HCN, CN^-, N^3_3$ etc.

Hibridación

sp2-Hibridación: En esta hibridación se mezclan un orbital s y dos orbitales p, formando tres orbitales híbridos $sp^2$ -, que tienen una estructura triangular plana con un ángulo de enlace $120^0$ . La formación de la molécula de $BCl_3$ se muestra en la página siguiente.

${set}{texto}{estado excitado}{B} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \2p_z. \dfrac{sp^2{text{hybrid}-{uparrow}{text{disation}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2}\dfrac{\uparrow}{sp^2} \N - 2p_z \\ Sus otros ejemplos son... CO^{2-}_3, SO_2, SO_3, C_2H_4$ etc

Hibridación

sp3-Hibridación: En esta hibridación se mezclan un orbital s y tres orbitales p para formar cuatro orbitales híbridos $sp^3$ que tienen estructura tetraédrica con ángulo de enlace $109^0 28$ ‘ es decir, $109,5^0$ .La formación de la molécula $CH_4$ se muestra a continuación:

$servidumbre{texto}{estado excitado}{C} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \2p_z. \dfrac{sp^3{text{hybrid}-{uparrow}{text{disation}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3}\dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{{uparrow}{sp^3}$

Hibridación

Sus otros ejemplos son $C_2H_6, H_2O, NH_3, NH^+_4, SO^{2-}_4, ClO^-_4$ etc.

Ahora discutimos otros ejemplos interesantes:

Formación de moléculas de NH3 y H2O

En la molécula $NH_2$ el átomo de nitrógeno está $sp^3$ -hibridizado y un orbital híbrido contiene dos electrones. Ahora tres orbitales 1s- de tres átomos de hidrógeno se solapan con tres orbitales híbridos $sp^3$ para formar la molécula $Nh_3$ . Aunque el ángulo HNH debería ser $109,5^0$ , pero debido a la presencia de un orbital híbrido $sp^3$ – ocupado el ángulo disminuye a $107,8^0$ . Por lo tanto, el ángulo de enlace en la molécula $NH_3$ es $107,8^0$ .

$dfrac{downarrow{uparrow}{2s} \dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{\uparrow}{2p_z} \N - Texto híbrido - flecha \N - flecha arriba. \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{{uparrow}{sp^3}$

Hibridación

Formación de moléculas de NH3 y H2O por hibridación sp2

De forma similar en la molécula $H_2O$ , el átomo de oxígeno está $sp^3$ – hibridado y tiene dos orbitales ocupados. Debido a esto el ángulo de enlace en la molécula de agua es $105.5^0$ .

O dfrac{{downarrow}{uparrow}{2s} \2p_x \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{\uparrow}{2p_z} \N – Texto híbrido – 3 \N -Downarrow \N -Suparrow \N -Sp^3 \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \Formación de las moléculas de C2H4 y C2H2

En la molécula $C_2H_4$ los átomos de carbono están $sp^2$ -hibridizados y un orbital 2p queda fuera de la hibridación. Esto forma un enlace p mientras que los orbitales $sp^2$ -híbridos forman enlaces sigma, como se muestra a continuación:

$underset{{text}{estado excitado}{C} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \2p_z. \dfrac{sp^2{text{hybrid}-{uparrow}{text{disation}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{{uparrow}{2p_z}$

Hibridación

Formación de la molécula de C2H4 por hibridación sp2

Así mismo, en la molécula $C_2H_2$ hay hibridación sp y dos orbitales 2p quedan fuera o hibridación. Por lo tanto se forman dos $\pi$ -vínculos en $C_2H_2$ como se muestra a continuación:

Hibridación

Formación de la molécula de C2H2 por hibridación sp

$dsp^2$ – Aquí se produce la entremezcla de los orbitales $d_{x^2- y^2}, s, p_x \text{y} p_y$ para dar cuatro nuevos orbitales híbridos $dsp^2$ .

La forma es cuadrangular.

Ex.

$^-2$

Principalmente para complejos con un nº de coordinación 4.

$sp^3d$ – Aquí la mezcla de $s, p_x, p_y, p_z \text{y} dz^2$ . Tiene lugar para formar 5 nuevos híbridos que son $sp^3$ hibridados. La forma es bipiramidal trigonal.

Hibridación

Pasos		$CH_4$	$SO_4$	$CO_2$	$NH_3$	$H_2 O$	$SO_4$	$NO_3$
	Nº. de electrones de valencia	8	18	16	8	8	32	24
	No. de orbitales necesarios	4	2	2	3	2	4	3
	Electrones necesarios electrones para el dúplex/ octeto	8	16	16	6	4	32	24
	Nº. de pares solitarios de electrones /2	0	1	0	1	2	0	0
	No. de orbitales	4	3	2	4	4	4	3

Hibridación	$SP^3$	$SP^2$	SP	$SP^3$	$SP^3$	$SP^3$	$SP^2$
Estructura	Tetraédrica	Triangular	Lineal	Tetraédrica	Tetraédrica	Tetraédrica	Triangular
Geometría	Tetraédrica	Angular	Lineal	Piramidal	Angular	Tetraédrica	Triangular

E.g., $PCl_5, XeF_2, I^-_3$

$sp^3d^2$ – Aquí se produce la mezcla de $s, p_x, p_y, p_z, d_{z2}, d_{x^2- y^2}$ para dar 6 nuevos orbitales o híbridos $sp^3d^2$ .

$\Ntexto{Forma} \to \text{Octahedral}$

Hybridisation

E.g., $SF_6, XeF_4$ etc.

Reglas para el cálculo de la hibridación

Se observan las siguientes reglas para conocer el tipo de hibridación en un compuesto o un ion.

(i) Calcular el número total de electrones de valencia.

(ii) Calcular el número de dúplex u octeto.

$= \dfrac{texto{total de electrones de valencia}{2}$

O bien $\text{total de electrones de valencia}{8}$

(iii) Número de pares solitarios de electrones

$\text{número total de electrones} = \dfrac{-8 \times \text{número de dúplex}{2}$ $\text{número total de electrones} = \dfrac{8 \times \text{número de octetos}{2}$

(iv) NÚMERO de orbitales utilizados = Nº de dúplex u octeto + Nº de pares solitarios de electrones

(v) Si no hay pares solitarios de electrones entonces la geometría de los orbitales y la molécula es diferente.

Por ejemplo algunas moléculas e iones se consideran

Deja una respuesta Cancelar la respuesta