Hidradacion

HIBRIDACIÓN

Hibridación, es el proceso de formación de orbitales electrónicos híbridos. En algunos átomos, los orbitales de los subniveles atómicos s y p mezclarse, dando origen a orbitales híbridos sp, sp² e sp³.

Según la teoría de los enlaces covalentes, un enlace de este tipo se efectúa por la superposición de orbitales semi llenados (apenas con un electrón).

La hibridación explica la formación de algunos enlaces que serían imposibles por las teorías asociadas, así como la disposición geométrica de algunas moléculas.

Elementos posibles de hibridar

Los elementos que se hibridan son el carbono, silicio, azufre, (…). El oxígeno y el nitrógeno también se hibridan, sin embargo, sin activación.

Formas de hibridación

HIBRIDACIÓN TETRAGONAL (sp3)

La hibridación sp3 es fácilmente explicada por el carbono. Para el carbono tetraédrico (como en el metano, CH4), debe haber cuatro enlaces simples. El problema es que la distribución electrónica del carbono en estado fundamental es 1s2 2s2 2px 2py, esquematizando lo que sucede tenemos:

El orbital 1s tiene menos energía que el 2s, que a su vez, tiene menos energía que los orbitales 2p

De esta forma, el carbono debería realizar apenas dos enlaces, por lo que existen apenas dos orbitales semi llenados. En tanto, la molécula de metileno (CH2) es extremadamente reactivo, no estando

equilibrado químicamente. El primer paso para entender el proceso de hibridación, es excitar el átomo de carbono en cuestión, teniendo entonces:

Distribución electrónica del carbono activado

Entonces, el carbono equilibra los cuatro orbitales, dando origen a orbitales de energía intermediaria entre 2s y 2p, dando origen al orbital sp3 (que se lee s-p-tres), así llamado por ser el resultado de la fusión de un orbital s con tres orbitales p. Por tanto se tiene:

Distribución electrónica del carbono híbrido en sp3

HIBRIDACIÓN TRIGONAL (sp2)

Otras formas de hibridación son explicadas de forma semejante a sp3 del metano. La hibridación sp2es realizada cuando uno de los orbitales p no se hibrida. Esto sucede en moléculas como la de Eteno, en la cual existe un enlace doble entre carbonos. La estructura de Lewis de esta molécula es algo parecido con:

No son todos los orbitales que se hibridan, pues los orbitales híbridos forman apenas enlaces sigma y un enlace pi y es necesaria para el enlace doble entre los carbonos. Su distribución electrónica quedará algo como lo que se ve en las moléculas tetraédricas, trigonal, plana y linear plana (109º,28’) (120º) (180º).

HIBRIDACIÓN DIAGONAL (sp)

Finalmente, el tercer tipo de hibridación que puede experimentar un átomo de carbono en sus combina-ciones, es la hibridación sp o digonal, consistente en la hibridación del orbital s con sólo uno de sus tres orbitales p. Cada orbital híbrido es 50 por 100 s y 50 por 100 p.

En este caso, los dos orbitales híbridos resultantes, que son como en las hibridaciones anteriores también bilobulados, se orientan en línea recta, formando un ángulo de 180º, quedando los dos orbitales p sin hibridar formando ángulos de 90º entre sí y con el eje de los dos orbitales híbridos sp:

Esta hibridación es la típica de los átomos de carbono unidos a otros dos átomos, bien con sendos dobles enlaces o bien con un triple enlace a uno de ellos y con uno sencillo al otro.

ENLACE Pi

El enlace pi (π) es un enlace covalente formado por la hibridación de dos orbitales atómicos p. Los orbitales d también pueden participar en este tipo de enlace.

En la figura de arriba observamos dos orbitales p formando un enlace π.

Este tipo de enlace no posee tanta energía como el enlace sigma, dado que los electrones que los forman se encuentran más alejados del núcleo, y por eso la fuerza de atracción entre los electrones y el núcleo es menor. Desde el punto de vista de la mecánica cuántica, este fenómeno se puede explicar por el grado menor de traslape de los orbitales p para formar el enlace π, dada la orientación en paralelo de los mismos.

De todas maneras, es frecuente encontrar enlaces π, sobre todo en enlaces dobles o múltiples. Cuando a un enlace sigma entre dos núcleos, se agrega un enlace π, la fuerza del enlace se incrementa, disminuyendo la longitud del mismo. Por ejemplo, la longitud de un enlace simple (sigma) entre dos átomos de carbono, en el etano, es de 154 picómetros. En cambio, en el etileno, donde al enlace sigma entre carbonos se agrega el enlace π, la longitud entre los núcleos disminuye a 133 picómetros.

Para comprender mejor los enlaces sigma y pi en el enlace covalente, debemos primero entender cómo se hibridan en el espacio los orbitales atómicos s y p. Observando los orbitales s y p desde un punto de vista tridimensional, podemos distinguir tres orientaciones espaciales de los tres lóbulos del orbital p: 2px, 2py & 2pz. Cada uno de estos lóbulos lleva dos electrones, haciendo un total de 6 electrones para el orbital p.

Si ponemos por ejemplo el átomo de carbono, sus electrones de valencia se disponen de la siguiente manera en estos orbitales: 2s2, 2px1, 2py1 & 2pz0.

De esta manera, podría pensarse que el carbono sólo puede formar dos enlaces, dado sus dos electrones libres en los orbitales p. Sin embargo el carbono forma muy frecuentemente cuatro enlaces. Esto se debe a que en realidad los orbitales s y p se hibridan en el espacio, formando cuatro orbitales sp3 que se disponen naturalmente en forma de tetraedro, y todos tienen la misma tendencia para formar enlaces.

En el caso de enlaces dobles entre carbono y carbono, el orbital s de cada carbono está hibridado con sólo dos de los lóbulos del orbital p, dejando un lóbulo libre. Los orbitales híbridos sp2 de los carbonos forman un enlace sigma, mientras que los lóbulos restantes del orbital p forman el enlace pi, quedando así constituido el doble enlace.

Cuando el enlace entre carbonos es triple, hay dos lóbulos del orbital p sin hibridar. El enlace sigma se da entre los orbitales hibridados sp, y los dos lóbulos restantes del orbital p forman dos enlaces pi, en dos planos perpendiculares, como se ve en la siguiente figura:

...