Hibridación (química)

En química, se conoce como hibridación a la interacción de orbitales atómicos dentro de un átomo para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales atómicos híbridos son los que se superponen en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, y justifican la geometría molecular.

El químico Linus Pauling desarrolló por primera vez la teoría de la hibridación con el fin de explicar la estructura de las moléculas como el metano (CH₄) en 1931.^[1] Este concepto fue desarrollado para este tipo de sistemas químicos sencillos, pero el enfoque fue más tarde aplicado más ampliamente, y hoy se considera una heurística eficaz para la racionalización de las estructuras de compuestos orgánicos.

Hibridación sp³

El átomo de carbono tiene seis electrones: dos se ubican en el orbital 1s (1s²), dos en el (2s²) y los restantes dos en el orbital 2p (2p²). Debido a su orientación en el plano tridimensional el subnivel 2p tiene capacidad para ubicar 6 electrones: 2 en el orbital p_x, dos en el orbital p_y y dos electrones en el orbital p_z. Los dos últimos electrones del carbono se ubicarían uno en el 2p_x, el otro en el 2p_y y el orbital 2p_z permanece vacío (2p_x¹ 2p_y¹). El esquema de lo anterior es (cada flecha un electrón):

$C\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{2s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{2p_{x}}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{2p_{y}}}\;{\frac {\,\,}{2p_{z}}}$

Para satisfacer su energético inestable, un átomo de valencia como el del carbono, con orbitales parcialmente llenos (2p_x y 2p_y necesitarían tener dos electrones) tiende a formar enlaces con otros átomos que tengan electrones disponibles. Para ello, no basta simplemente colocar un electrón en cada orbital necesitado. En la naturaleza, este tipo de átomos redistribuyen sus electrones formando orbitales híbridos. En el caso del carbono, uno de los electrones del orbital 2s es extraído y se ubica en el orbital 2p_z. Así, los cuatro últimos orbitales tienen un electrón cada uno:

$C^{*}\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{2s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{2p_{x}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{2p_{y}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{2p_{z}}}$

El estímulo para excitar al electrón del 2s al 2p_z es aportado por el primer electrón en formar enlace con un átomo con este tipo de valencia. Por ejemplo, el hidrógeno en el caso del metano. Esto a su vez incrementa la necesidad de llenado de los restantes orbitales. Estos nuevos orbitales híbridos dejan de ser llamados 2s y 2p y son ahora llamados sp³ (un poco de ambos orbitales):

$C^{*}\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{3}}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{3}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{3}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{3}}}$

De los cuatro orbitales así formados, uno (25%) es proveniente del orbital s (el 2s) del carbono y tres (75%) provenientes de los orbitales p (2p). Sin embargo todos se sobreponen al aportar la hibridación producto del enlace. Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y el otro en el metano son equivalentes e iguales a un ángulo de 109,5°.

Hibridación sp²

Se define como la combinación de un orbital s y dos orbitales p, para formar 3 orbitales híbridos, que se disponen en un plano formando ángulos de 120º.

Los átomos que forman hibridaciones sp² pueden formar compuestos con enlaces dobles. Forman un ángulo de 120º y su molécula es de forma plana. A los enlaces simples se les conoce como enlaces sigma (σ) y los enlaces dobles están compuestos por un enlace sigma y un enlace pi ( $\pi$ ). Las reglas de ubicación de los electrones en estos casos, como el alqueno etileno obligan a una hibridación distinta llamada sp², en la cual un electrón del 2s se mezcla sólo con dos de los orbitales 2p: surge a partir o al unirse el orbital s con dos orbitales p; por consiguiente, se producen tres nuevos orbitales sp², cada orbital nuevo produce enlaces covalentes

$C^{*}\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{2}}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{2}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{2}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{p}}$

Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y otro en algún carbono del etileno son equivalentes e iguales a un ángulo de 120°.

Hibridación sp

Se define como la combinación de un orbital s y un orbital p, para formar 2 orbitales híbridos, con orientación lineal. Este es el tipo de enlace híbrido, con un ángulo de 180º y que se encuentra existente en compuestos con triples enlaces como los alquinos (por ejemplo el acetileno):

$C^{*}\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp}}{\frac {\upharpoonleft \,}{p}}{\frac {\upharpoonleft \,}{p}}$

Se caracteriza por la presencia de 2 enlaces pi (π).

Forma y ángulos

Las formas de las moléculas enlazadas por hibridaciones de sus orbitales es forzada por los ángulos entre sus átomos:

molécula de tipo	hibridación sp^x	hibridación sd^x	hibridación sp^xd^y
molécula de tipo	elemento representativo/ metales de transición	solo metales de transición
AX₂	lineal hibridación sp (180°) E.g., CO₂
AX₃	trigonal plana hibridación sp² (120°) E.g., BCl₃	piramidal trigonal hibridación sd² (90°) E.g., CrO₃
AX₄	tetraédrica hibridación sp³ (109.5°) E.g., CCl₄	tetraédrica hibridación sd³ (70.5°, 109.5°) E.g., TiCl₄	cuadrada plana hibridación sp²d E.g., PtCl₄²⁻
AX₆		C_3v prisma trigonal hibridación sd⁵ (63.4°, 116.6°) E.g., W(CH₃)₆	octaédrica hibridación sp³d² E.g., Mo(CO)₆
ángulos interorbitales	$\theta =\arccos(-{\frac {1}{x}})$	$\theta =\arccos \left(\pm {\sqrt {{\frac {1}{3}}(1-{\frac {2}{x}})}}\right)$

moléculas hipervalentes (Resonancia)
AX₅	bipiramidal trigonal
AX₅
AX₆	octaédrica
AX₆
AX₇	bipiramidal pentagonal
AX₇

Véase también

Referencias

↑ Pauling, L. (1931), «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», Journal of the American Chemical Society 53 (4): 1367-1400, doi:10.1021/ja01355a027 .

Enlaces externos

Representación de estas figuras.

Datos: Q274511
Multimedia: Hybridized atomic orbitals / Q274511

[1] Pauling, L. (1931), «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», Journal of the American Chemical Society 53 (4): 1367-1400, doi:10.1021/ja01355a027 .

[1]

Hibridación sp3

Hibridación sp2