Química para no profesionales

Orbitales híbridos – sp3

El esquema de enlace descrito por la teoría del enlace de valencia debe dar cuenta de las geometrías moleculares tal y como predice la teoría VSEPR. Para ello, debemos introducir un concepto llamado orbitales híbridos.

Hibridación sp 3

Desgraciadamente, la superposición de los orbitales atómicos existentes ( s , p , etc.) no es suficiente para explicar algunas de las geometrías de enlace y moleculares que se observan. Consideremos el elemento carbono y la molécula de metano (CH 4 ). Un átomo de carbono tiene la configuración electrónica de 1s 2 2s 2p 2 , lo que significa que tiene dos electrones no apareados en sus orbitales 2p, como se muestra en la figura siguiente.

Figura 1. Configuración orbital para el átomo de carbono.

De acuerdo con la descripción de la teoría del enlace de valencia hasta ahora, se esperaría que el carbono formara sólo dos enlaces, correspondientes a sus dos electrones no apareados. Sin embargo, el metano es una molécula común y estable, con cuatro enlaces C-H equivalentes. Para explicar esto, uno de los electrones 2s se promueve al orbital 2p vacío (véase la Figura 2).

Figura 2. Promoción del electrón s del carbono al orbital p vacío.

Ahora, son posibles cuatro enlaces. La promoción del electrón «cuesta» una pequeña cantidad de energía, pero recuerde que el proceso de formación de enlaces va acompañado de una disminución de energía. Los dos enlaces adicionales que ahora se pueden formar dan como resultado una energía global más baja y, por tanto, una mayor estabilidad de la molécula de CH 4. El carbono normalmente forma cuatro enlaces en la mayoría de sus compuestos.

El número de enlaces es ahora correcto, pero la geometría es errónea. Los tres orbitales p (px , py, pz) están orientados a 90 o uno respecto al otro. Sin embargo, como se vio en la teoría VSEPR, el ángulo de enlace H-C-H observado en la molécula tetraédrica CH 4 es en realidad de 109,5 o . Por lo tanto, la molécula de metano no puede representarse adecuadamente mediante la simple superposición de los orbitales 2s y 2p del carbono con los orbitales 1s de cada átomo de hidrógeno.

Para explicar el enlace en el metano, es necesario introducir el concepto de hibridación y de orbitales atómicos híbridos. La hibridación es la mezcla de los orbitales atómicos de un átomo para producir un conjunto de orbitales híbridos. Cuando la hibridación ocurre, debe hacerlo como resultado de la mezcla de orbitales no equivalentes. En otras palabras, los orbitales s y p pueden hibridarse pero los orbitales p no pueden hibridarse con otros orbitales p. Los orbitales híbridos son los orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan para preparar la formación del enlace. En el caso actual del carbono, el único orbital 2s se hibrida con los tres orbitales 2p para formar un conjunto de cuatro orbitales híbridos, llamados híbridos sp 3 (véase la Figura 3 a continuación).

Figura 3. Orbitales híbridos sp3 del carbono.

Los híbridos sp 3 son todos equivalentes entre sí. Espacialmente, los orbitales híbridos apuntan hacia las cuatro esquinas de un tetraedro.

Figura 4.

El proceso de hibridación sp3 es la mezcla de un orbital s con un conjunto de tres orbitales p para formar un conjunto de cuatro orbitales híbridos sp 3. Cada lóbulo grande de los orbitales híbridos apunta a una esquina de un tetraedro. Los cuatro lóbulos de cada uno de los orbitales híbridos sp 3 se solapan entonces con los orbitales normales no hibridados 1s de cada átomo de hidrógeno para formar la molécula tetraédrica de metano.

Resumen

• Los electrones se hibridan para formar enlaces covalentes.
• Los orbitales no equivalentes se mezclan para formar orbitales híbridos.

Práctica

Usa el siguiente enlace para responder a las siguientes preguntas. Lee sólo las secciones sobre la hibridación del amoníaco y del agua.

http://www.adichemistry.com/general/chemicalbond/vbt/hybridization-illustrations.html

1. ¿Cuáles son los ángulos de enlace en el amoníaco y en el agua?
2. ¿Qué contribuye a estos ángulos de enlace inesperados?
3. ¿Qué ocurre con los electrones del par solitario en el amoníaco cuando se produce la hibridación?
4. ¿Sucede lo mismo con el agua?

Revisión

1. ¿Por qué se espera que el carbono forme sólo dos enlaces covalentes?
2. ¿Cuántos enlaces covalentes forma realmente el carbono?
3. ¿Qué tiene que ocurrir para que el carbono pueda formar cuatro enlaces?

Glosario

• Hibridación: La mezcla de los orbitales atómicos de un átomo para producir un conjunto de orbitales híbridos.
• Orbitales híbridos: Los orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes forman el mismo átomo se combinan en preparación para la formación de enlaces.

Objetivos de aprendizaje

• Describir la formación de orbitales sp y sp2.

¿Cómo se abre el círculo cerrado?

Romeo y Julieta fueron dos de los grandes amantes de todos los tiempos. Su abrazo no permitía que ninguna otra persona formara parte de él: sólo querían estar el uno con el otro. Fue necesaria la intervención externa (¡los padres son así!) para alejarlos el uno del otro. Los electrones emparejados son similares a los de los amantes. No se unen covalentemente hasta que se desparejan. Entonces pueden formar parte de una estructura química mayor.

Orbitales híbridos – sp y sp 2

Hibridación sp

Una molécula de hidruro de berilio (BeH 2 ) se predice como lineal por VSEPR. El átomo de berilio contiene todos los electrones emparejados, por lo que también debe sufrir hibridación. Uno de los electrones 2s se promueve primero al orbital 2p x vacío (véase la figura siguiente).

Figura 5. Promoción del electrón Be 2s.

Ahora la hibridación tiene lugar sólo con los orbitales ocupados y el resultado es un par de orbitales híbridos sp. Los dos orbitales p restantes ( p y y p z ) no se hibridan y permanecen desocupados (véase la figura 6).

Figura 6. La geometría de los orbitales híbridos sp es lineal, con los lóbulos de los orbitales apuntando en direcciones opuestas a lo largo de un eje, definido arbitrariamente como el eje x (ver Figura 7). Cada uno puede enlazarse con un orbital 1s de un átomo de hidrógeno para formar la molécula lineal de BeH 2.

Figura 7. El proceso de hibridación sp es la mezcla de un orbital s con un único orbital p (el pxorbital por convención), para formar un conjunto de dos híbridos sp. Los dos lóbulos de los híbridos sp apuntan uno frente al otro para producir una molécula lineal.

Otras moléculas cuya geometría del dominio de los electrones es lineal y para las que la hibridación es necesaria también forman orbitales híbridos sp. Los ejemplos incluyen el CO2 y el C2H2, que se discutirán con más detalle más adelante.

Hibridación sp 2

El trifluoruro de boro (BF 3 ) se predice que tiene una geometría planar trigonal por VSEPR. En primer lugar, un electrón 2s emparejado es promovido al orbital 2p y vacío (véase la Figura 8).

Figura 8. Promoción del electrón 2s.

A continuación se produce la hibridación de los tres orbitales ocupados para formar un conjunto de tres híbridos sp 2, dejando el orbital 2p z sin hibridar (ver Figura 9).

Figura 9. Formación del orbital sp2.

La geometría de los orbitales híbridos sp 2 es trigonal plana, con los lóbulos de los orbitales apuntando hacia las esquinas de un triángulo (ver Figura 9). El ángulo entre dos lóbulos cualesquiera de los orbitales híbridos es de 120°. Cada uno de ellos puede enlazarse con un orbital 2 p de un átomo de flúor para formar la molécula BF 3 de plano trigonal.

Figura 9.

El proceso de hibridación sp2 es la mezcla de un orbital s con un conjunto de dos orbitales p (p x y p y ) para formar un conjunto de tres orbitales híbridos sp 2. Cada lóbulo grande de los orbitales híbridos apunta a una esquina de un triángulo planar.

Otras moléculas con una geometría de dominio electrónico planar trigonal forman orbitales híbridos sp 2. El ozono (O 3 ) es un ejemplo de molécula cuya geometría de dominio de electrones es trigonal plana, aunque la presencia de un par solitario en el oxígeno central hace que la geometría molecular se doble. La hibridación del átomo de O central del ozono es sp 2 .

Resumen

• Los electrones emparejados pueden hibridarse y luego participar en el enlace covalente.

Práctica

Utiliza el siguiente enlace para responder a las siguientes preguntas. Lee sólo la sección del boro.

http://www.adichemistry.com/general/chemicalbond/vbt/hybridization-illustrations.html

1. ¿Cuántos electrones no apareados hay en el estado básico del boro?
2. ¿De dónde obtiene el boro tres electrones no apareados para unirse y formar BCl3?
3. ¿Cuál es la geometría del BCl3?

Revisión

1. ¿Contiene el átomo de berilio en estado básico algún electrón no apareado?
2. ¿Por qué un electrón 2s en el Be es promovido a un orbital 2p?
3. ¿Cuál es la geometría de los dos orbitales sp?

Mostrar Referencias

1. Priit Kallas (Wikimedia: Pk2000).http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Perspective_branches.jpg .
2. Fundación CK-12 – Joy Sheng.
3. Fundación CK-12 – Joy Sheng.
4. Fundación CK-12 – Joy Sheng.
5. Fundación CK-12 – Jodi So. Fundación CK-12.
6. Frank Dicksee. http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Romeo_and_Juliet_%28detail%29_by_Frank_Dicksee.png .
7. Fundación CK-12 – Joy Sheng.
8. Fundación CK-12 – Joy Sheng.
9. Fundación CK-12 – Jodi So, utilizando la molécula 3D de Ben Mills (Wikimedia: Benjah-bmm27). Molécula 3D: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Beryllium-hydride-molecule-IR-3D-balls.png.
10. FundaciónCK-12 – Joy Sheng.
11. FundaciónCK-12 – Joy Sheng.
12. FundaciónCK-12 – Jodi So, utilizando la estructura molecular 3D por Ben Mills (Wikimedia: Benjah-bmm27). Molécula 3D: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Boron-trifluoride-3D-balls.png.