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.

Cuatro orbitales sp³.

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

 

Cuatro orbitales sp³. El carbono con hibridación sp³ tiene 4 uniones (cuatro enlaces sencillos)

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):

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

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:

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

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):

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

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

 

Configuración de los orbitales sp². El carbono con hibridación sp² se une con 3 átomos (dos enlaces simples y un doble enlace)

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 (${\displaystyle \pi }$ ). 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 solo 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

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

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

Hibridación sp

 

Configuración de los orbitales sp. El carbono con hibridación sp se une con 2 átomos (dos enlaces dobles)

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):

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

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
	elemento representativo/ metales de transición	solo metales de transición
AX2	lineal hibridación sp (180°) E.g., CO2
AX3	trigonal plana hibridación sp^2 (120°) E.g., BCl3	piramidal trigonal hibridación sd^2 (90°) E.g., CrO3
AX4	tetraédrica hibridación sp^3 (109.5°) E.g., CCl4	tetraédrica hibridación sd^3 (70.5°, 109.5°) E.g., TiCl4	cuadrada plana hibridación sp^2d E.g., PtCl4^2−
AX6		C3v prisma trigonal hibridación sd^5 (63.4°, 116.6°) E.g., W(CH3)6	octaédrica hibridación sp^3d^2 E.g., Mo(CO)6
ángulos interorbitales	${\displaystyle \theta =\arccos(-{\frac {1}{x}})}$	${\displaystyle \theta =\arccos \left(\pm {\sqrt {{\frac {1}{3}}(1-{\frac {2}{x}})}}\right)}$

El enlace hipervalente también ha sido descrito como orbitales híbridos sp³d y sp³d², compuestos de orbitales s, p, y d a niveles de energía más altos. Sin embargo, avances en el estudio de cálculos ab initio han revelado que la contribución de los orbitales d al enlace hipervalente es demasiado pequeña para describir las propiedades del enlace, y esta descripción por orbitales híbridos es vista como muy poco importante.^[2]​^[3]​ Estas moléculas usan resonancia.

moléculas hipervalentes (Resonancia)

AX5	bipiramidal trigonal
AX6	octaédrica
AX7	bipiramidal pentagonal

Véase también

• Valencia (química)
• Orbital molecular
• Hibridación del carbono
• Hibridación molecular

Referencias

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 .
2. Magnusson, E. (1990). "Hypercoordinate molecules of second-row elements: d functions or d orbitals?". J. Am. Chem. Soc. 112 (22): 7940–7951. doi 10.1021/ja00178a014
3. David L. Cooper; Terry P. Cunningham; Joseph Gerratt; Peter B. Karadakov; Mario Raimondi (1994). "Chemical Bonding to Hypercoordinate Second-Row Atoms: d Orbital Participation versus Democracy". Journal of the American Chemical Society. 116 (10): 4414–4426. doi 10.1021/ja00089a033

Enlaces externos

• Representación de estas figuras.

•   Datos: Q274511
•   Multimedia: Hybridized atomic orbitals