Hibridacion

HIBRIDACIÓN

En química, se conoce como hibridación a la combinación 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.

Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la “teoría de la hibridación”, que se basa en que los orbitales atómicos de distinto tipo de un mismo átomo pueden combinarse entre sí para formar orbitales híbridos de igual energía entre sí, que se sitúan en el espacio de manera que la repulsión sea mínima, cuando los átomos van a formar un enlace.

Así, por ejemplo, el carbono “C” forma cuatro enlaces en compuestos como el CH4 y en la mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e– del orbital 2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p).

No todos los orbitales de un mismo átomo pueden hibridarse. Para que la hibridación tenga lugar es necesario que bien se trate de:

• Orbitales atómicos que vayan a formar a formar enlaces “s”.

• Orbitales atómicos con parejas de e– sin compartir.

Por el contrario, no se hibridan:

• Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace (p).

• Los orbitales atómicos vacíos.

Orbitales híbridos.

Son orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan preparándose para la formación del enlace covalente.

Tipos de hibridaciones:

Hibridación sp3.

Hibridación sp2.

Hibridación sp.

Hibridación sp3d.

Hibridación sp3d2.

Hibridación sp3 Es la combinación de un orbital s con tres orbitales p

Molécula de CH4

Solo podría reaccionar con dos átomos

Se produce la promoción electrónica de un e- de s—›p para forma 4 orbitales híbridos sp3

Hibridación sp2 Es la combinación de un orbital s con dos orbitales

Ejemplo: BF3

Solo podría reaccionar con un átomo

Se produce la promoción electrónica de un e- de s—›p para forma 3 orbitales híbridos sp2

Hibridación sp Es la combinación de un orbital s con un orbital p

Ejemplo: BeCl2

No podría reaccionar

Se produce la promoción electrónica de un e- de s—›p para forma 2 orbitales híbridos sp

Hibridación de orbitales s, p y d

Hibridación sp33d Ejemplo: PBr5

Solo podría reaccionar con 4 átomos

Se produce la promoción electrónica de un e- de s—›d para formar 5 orbitales híbridos sp3d

hibridación sp3d2 Ejemplo: PBr5

Solo podría reaccionar con 2 átomos

Se produce la promoción electrónica de dos e- de s—›d para formar 6 orbitales híbridos sp3d2

LA GEOMETRÍA MOLECULAR Y EL MODELO DE LAS REPULSIONES DE PARES ELECTRÓNICOS

(RPECV)

Las propiedades de las sustancias moleculares están determinadas no solo por los átomos que forman sus moléculas, sino también por la forma en que estos átomos se distribuyen en el espacio. El número de átomos que componen una molécula dada y su distribución espacial le otorgan a la misma una geometría molecular determinada.

Según el modelo VSEPR, los pares de electrones de enlace y solitarios se disponen alrededor del átomo central de forma que experimenten la mínima repulsión Esta repulsión se minimiza por la adopción de un ordenamiento espacial que mantenga a las pares electrónicos tan alejados entre sí como sea posible. La geometría molecular viene determinada por los pares de electrones enlazantes y solitarios. El modelo de Gillespie también explica de forma sencilla las desviaciones del ángulo de enlace teórico de las geometrías básicas al establecer que la repulsión entre pares de electrones no es equivalente siendo superior la existente entre pares solitarios.

El modelo de Gillespie establece que la repulsión entre pares de electrones no es equivalente y

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