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8.3: Los orbitales atómicos híbridos

  • Page ID
    1863
  • Habilidades para desarrollar

    • Explicar el concepto de hibridación de orbitales atómicos.
    • Determinar los orbitales híbridos asociados con varias geometrías moleculares.

    Pensar en términos de orbitales atómicos superpuestos es una forma de explicar cómo se forman los enlaces químicos en las moléculas diatómicas. Sin embargo, para comprender cómo las moléculas con más de dos átomos forman enlaces estables, necesitamos un modelo más detallado. Como ejemplo, consideremos la molécula de agua, en la que tenemos un átomo de oxígeno unido a dos átomos de hidrógeno. El oxígeno tiene la configuración electrónica 1s22s22p4, con dos electrones no apareados (uno en cada uno de los dos orbitales 2p). La teoría del enlace de valencia predeciría que los dos enlaces O – H se forman a partir de la superposición de estos dos orbitales 2p con los orbitales 1s de los átomos de hidrógeno. Si este fuera el caso, el ángulo de enlace sería de 90°, como se muestra en la Figura \(\PageIndex{1}\), porque los orbitales p son perpendiculares entre sí. La evidencia experimental muestra que el ángulo de enlace es 104.5 °, no 90 °. La predicción del modelo de teoría del enlace de valencia no coincide con las observaciones del mundo real de una molécula de agua; se necesita un modelo diferente.

     Two peanut-shaped orbitals lie perpendicular to one another. They overlap with spherical orbitals to the left and top of the diagram.

    Figura \(\PageIndex{1}\): La superposición hipotética de dos de los orbitales 2p en un átomo de oxígeno (rojo) con los orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno (azul) produciría un ángulo de enlace de 90 °. Esto no es consistente con la evidencia experimental.1

    Los cálculos de mecánica cuántica indican por qué los ángulos de enlace observados en H2O difieren de los ángulos pronosticados por la superposición del orbital 1s de los átomos de hidrógeno con los orbitales 2p del átomo de oxígeno. La expresión matemática conocida como la función de onda, ψ, contiene información sobre cada orbital y las propiedades de los electrones en un átomo aislado. Cuando los átomos están unidos en una molécula, las funciones de onda se combinan para producir nuevas descripciones matemáticas que tienen diferentes formas. Este proceso de combinar las funciones de onda para los orbitales atómicos se llama la hibridación y se realiza matemáticamente mediante la combinación lineal de orbitales atómicos, LCAO (una técnica que volveremos a estudiar más adelante). Los nuevos orbitales que resultan se llaman los orbitales híbridos. Los orbitales de valencia en un átomo de oxígeno aislado son un orbital 2s y tres orbitales 2p. Los orbitales de valencia en un átomo de oxígeno en una molécula de agua difieren; consisten en cuatro orbitales híbridos equivalentes que apuntan aproximadamente hacia las esquinas de un tetraedro (Figura \(\PageIndex{2}\)). En consecuencia, la superposición de los orbitales O y H debería dar como resultado un ángulo de enlace tetraédrico (109.5 °). El ángulo observado de 104.5 ° es evidencia experimental que los cálculos de mecánica cuántica dan una explicación útil: la teoría del enlace de valencia debe incluir un componente de hibridación para dar predicciones precisas.

    Two diagrams are shown and labeled “a” and “b.” Diagram a shows two peanut-shaped orbitals lying in a tetrahedral arrangement around the letter “O.” Diagram b shows the same two orbitals, but they now overlap to the top and to the left with two spherical orbitals, each labeled “H.” A pair of electrons occupies each lobe of the peanut-shaped orbitals. 

    Figura \(\PageIndex{2}\): (a) Una molécula de agua tiene cuatro regiones de densidad de electrones, por lo que la teoría de VSEPR predice una disposición tetraédrica de orbitales híbridos. (b) Dos de los orbitales híbridos en el oxígeno contienen pares solitarios, y los otros dos se superponen con los orbitales 1s de los átomos de hidrógeno para formar los enlaces O-H en H2O. Esta descripción es más consistente con la estructura experimental.

    Las siguientes ideas son importantes para comprender la hibridación:

     

     

    1. Los orbitales híbridos no existen en átomos aislados. Se forman solo en átomos unidos covalentemente.
    2. Los orbitales híbridos tienen formas y orientaciones que son muy diferentes de las de los orbitales atómicos en átomos aislados.
    3. Se genera un conjunto de orbitales híbridos combinando orbitales atómicos. El número de orbitales híbridos en un conjunto es igual al número de orbitales atómicos que se combinaron para producir el conjunto.
    4. Todos los orbitales en un conjunto de orbitales híbridos son equivalentes en forma y energía.
    5. El tipo de orbitales híbridos formados en un átomo unido depende de su geometría de par de electrones según lo predicho por la teoría VSEPR.
    6. Los orbitales híbridos se superponen para formar enlaces σ. Los orbitales no hibridados se superponen para formar enlaces π.

     

    En las siguientes secciones, discutiremos los tipos comunes de orbitales híbridos.

    Hibridación de sp

    El átomo de berilio en una molécula gaseosa de BeCl2 es un ejemplo de un átomo central sin pares solitarios de electrones en una disposición lineal de tres átomos. Hay dos regiones de densidad de electrones de valencia en la molécula de BeCl2 que corresponden a los dos enlaces Be-Cl covalentes. Para acomodar estos dos dominios de electrones, dos de los cuatro orbitales de valencia del átomo Be se combinan para producir dos orbitales híbridos. Este proceso de hibridación involucra combinar el orbital s de valencia con uno de los orbitales p de valencia para obtener dos orbitales híbridos sp equivalentes que están orientados en una geometría lineal (Figura \(\PageIndex{3}\)). En esta figura, el conjunto de orbitales sp parece tener una forma similar al orbital p original, pero hay una diferencia importante. El número de orbitales atómicos combinados siempre es igual al número de orbitales híbridos formados. El orbital p es uno que puede contener hasta dos electrones. El conjunto sp es dos orbitales equivalentes que apuntan 180 ° entre sí. Los dos electrones que originalmente estaban en el orbital s ahora se distribuyen a los dos orbitales sp, que están medio llenos. En BeCl2 gaseoso, estos orbitales híbridos a medio llenar se superpondrán con los orbitales de los átomos de cloro para formar dos enlaces σ idénticos.

     

    Figura \(\PageIndex{3}\): La hibridación de un orbital s (azul) y un orbital p (rojo) del mismo átomo produce dos orbitales híbridos sp (amarillo). Cada orbital híbrido está orientado principalmente en una sola dirección. Tenga en cuenta que cada orbital sp contiene un lóbulo que es significativamente más grande que el otro. El conjunto de dos orbitales sp está orientado a 180 °, lo que es consistente con la geometría de dos dominios.

    Ilustramos las diferencias electrónicas en un átomo Be aislado y en el átomo Be unido en el diagrama de nivel de energía orbital en la Figura \(\PageIndex{4}\). Estos diagramas representan cada orbital por una línea horizontal (que indica su energía) y cada electrón por una flecha. La energía aumenta hacia la parte superior del diagrama. Usamos una flecha hacia arriba para indicar un electrón en un orbital y dos flechas (arriba y abajo) para indicar dos electrones de espín opuesto.

     A diagram is shown in two parts, connected by a right facing arrow labeled, “Hybridization.” The left diagram shows an up-facing arrow labeled, “E.” To the lower right of the arrow is a short, horizontal line labeled, “2 s,” that has two vertical half-arrows facing up and down on it. To the upper right of the arrow are a series of three short, horizontal lines labeled, “2 p.” Above these two sets of lines is the phrase, “Orbitals in an isolated B e atom.” The right side of the diagram shows two short, horizontal lines placed halfway up the space and each labeled, “s p.” An upward-facing half arrow is drawn vertically on each line. Above these lines are two other short, horizontal lines, each labeled, “2 p.” Above these two sets of lines is the phrase, “Orbitals in the s p hybridized B e in B e C l subscript 2.”

    Figura \(\PageIndex{4}\): Este diagrama de nivel de energía orbital muestra los orbitales sp hibridados en Be en la molécula lineal de BeCl2. Cada uno de los dos orbitales híbridos sp contiene un electrón y, por lo tanto, está medio lleno y disponible para unirse mediante superposición con un orbital Cl 3p.

    Cuando los orbitales atómicos se hibridan, los electrones de valencia ocupan los orbitales recién hechos. El átomo de Be tenía dos electrones de valencia, por lo que cada uno de los orbitales sp obtiene uno de estos electrones. Cada uno de estos electrones se empareja con el electrón no apareado en un átomo de cloro cuando un orbital híbrido y un orbital de cloro se superponen durante la formación de los enlaces Be-Cl. Cualquier átomo central rodeado por solo dos regiones de densidad de electrones de valencia en una molécula exhibirá hibridación sp. Otros ejemplos incluyen el átomo de mercurio en la molécula lineal de HgCl2, el átomo de zinc en Zn(CH3)2, que contiene una disposición lineal C – Zn – C, y los átomos de carbono en HCCH y CO2.

    Hibridación de sp2

    Los orbitales de valencia de un átomo central rodeado por tres regiones de densidad electrónica consisten en un conjunto de tres orbitales híbridos sp2 y un orbital p no hibridado. Esta disposición resulta de la hibridación sp2, la combinación de un orbital s y p para producir tres orbitales híbridos idénticos orientados en una geometría plana trigonal (Figura \(\PageIndex{5}\)).

     A series of three diagrams connected by a right-facing arrow that is labeled, “Hybridization,” and a downward-facing arrow labeled, “Gives a trigonal planar arrangement,” are shown. The first diagram shows a blue spherical orbital and two red, peanut-shaped orbitals, each placed on an X, Y, Z axis system. The two red orbitals are located on the x and z axes, respectively. The second diagram shows the same three orbitals, but they are now purple and have one enlarged lobe and one smaller lobe. Each lies in a different axis in the drawing. The third diagram shows the same three orbitals, but their smaller lobes now overlap while their larger lobes are located at and labeled as “120 degrees” from one another.

    Figura \(\PageIndex{5}\): La hibridación de un orbital s (azul) y dos orbitales p (rojo) produce tres orbitales hibridados sp2 equivalentes (amarillo) orientados a 120 ° entre sí. El orbital p no hibridado restante no se muestra aquí, pero se encuentra a lo largo del eje z.

    Aunque la mecánica cuántica produce los lóbulos orbitales "rellenos" como se muestra en la Figura \(\PageIndex{5}\), a veces, para mas claridad, estos orbitales se dibujan más delgados y sin los lóbulos menores, como en la Figura \(\PageIndex{6}\) , para evitar oscurar otras características de una ilustración dada. Utilizaremos estas representaciones "más delgadas" cuando la vista real esté demasiado llena para visualizarla fácilmente.

     Three balloon-like orbitals are shown, and connect together near their narrower ends in one plane. The angle between a pair of lobes is labeled, “120 degrees.”

    Figura \(\PageIndex{6}\):  Esta forma alternativa de dibujar los orbitales híbridos sp2 planos trigonales se usa a veces en figuras más abarrotadas.

    La estructura observada de la molécula de borano, BH3, sugiere la hibridación sp2 para el boro en este compuesto. La molécula es trigonal plana, y el átomo de boro está involucrado en tres enlaces a los átomos de hidrógeno. ( Figura \(\PageIndex{7}\)).

     A boron atom is shown connected to three hydrogen atoms, which are arranged around it like a pyramid. The angle from one line connecting the boron atom to a hydrogen atom to another line connecting the boron atom to a hydrogen atom is labeled, “120 degrees.”

    Figura \(\PageIndex{7}\): BH3 es una molécula deficiente en electrones con una estructura plana trigonal.

    Podemos ilustrar la comparación de orbitales y distribución de electrones en un átomo de boro aislado y en el átomo de boro unido en BH3 como se muestra en el diagrama de nivel de energía orbital en la Figura \(\PageIndex{8}\). Redistribuimos los tres electrones de valencia del átomo de boro en los tres orbitales híbridos sp2, y cada electrón de boro se empareja con un electrón de hidrógeno cuando se forman enlaces de B-H.

     A diagram is shown in two parts, connected by a right facing arrow labeled, “Hybridization.” The left diagram shows an up-facing arrow labeled “E.” To the lower right of the arrow is a short, horizontal line labeled, “2 s,” that has two vertical half-arrows facing up and down on it. To the upper right of the arrow are a series of three short, horizontal lines labeled, “2 p.” Above both sets of these lines is the phrase, “Orbitals in an isolated B atom.” One of the lines has a vertical, up-facing arrow drawn on it. The right side of the diagram shows three short, horizontal lines placed halfway up the space and each labeled, “s p superscript 2.” An upward-facing half arrow is drawn vertically on each line. Above these lines is one other short, horizontal line, labeled, “2 p.” Above both sets of lines is the phrase, “Orbitals in the s p superscript 2 hybridized B atom in B H subscript 3.”

    Figura \(\PageIndex{8}\): En un átomo B aislado, hay un orbital de valencia 2s y tres 2p. Cuando el boro se encuentra en una molécula con tres regiones de densidad electrónica, tres de los orbitales se hibridan y hacen un conjunto de tres orbitales sp2 y un orbital 2p no hibridado. Los tres orbitales híbridos medio llenos se superponen con un orbital de un átomo de hidrógeno para formar tres enlaces σ en BH3.

    Cualquier átomo central rodeado por tres regiones de densidad electrónica exhibirá hibridación sp2. Esto incluye moléculas con un par solitario de electrones en el átomo central, como ClNO (Figura \(\PageIndex{9}\)), o moléculas con dos enlaces simples y un enlace doble conectado al átomo central, como en el formaldehído, CH2O, y eteno, H2CCH2.

    Three Lewis structures are shown. The left-hand structure shows a chlorine atom surrounded by three lone pairs of electrons single bonded to a nitrogen atom with one lone pair of electrons and double bonded to an oxygen atom with two lone pairs of electrons. The middle structure shows a carbon atom single bonded to two hydrogen atoms and double bonded to an oxygen atom that has two lone pairs of electrons. The right-hand structure shows two carbon atoms, double bonded to one another and each single bonded to two hydrogen atoms.

    Figura \(\PageIndex{9}\): El átomo central en cada una de las estructuras mostradas contiene tres regiones de densidad de electrones y se hibridan a sp2. Como sabemos por la discusión de la teoría VSEPR, una región de densidad electrónica contiene todos los electrones que apuntan en una dirección. Un par solitario, un electrón no apareado, un enlace simple o un enlace múltiple contarían cada uno como una región de densidad de electrones.

    Hibridación de sp3

    Los orbitales de valencia de un átomo rodeado por una disposición tetraédrica de pares de unión y pares solitarios consisten en un conjunto de cuatro orbitales híbridos sp3. Los híbridos resultan de la combinación de un orbital s y los tres orbitales p que producen cuatro orbitales híbridos sp3 idénticos (Figura \(\PageIndex{10}\)). Cada uno de estos orbitales híbridos apunta hacia una esquina diferente de un tetraedro.

     A series of three diagrams connected by a right-facing arrow that is labeled, “Hybridization,” and a downward-facing arrow labeled, “Gives a tetrahedral arrangement,” are shown. The first diagram shows a blue spherical orbital and three red, peanut-shaped orbitals, each placed on an x, y, z axis system. The three red orbitals are located on the x , y and z axes, respectively. The second diagram shows the same four orbitals, but they are now purple and have one enlarged lobe and one smaller lobe. Each lies in a different axis in the drawing. The third diagram shows the same four orbitals, but their smaller lobes now overlap to form a tetrahedral structure.

    Figura \(\PageIndex{10}\):  La hibridación de un orbital s (azul) y tres orbitales p (rojo) produce cuatro orbitales hibridados sp3 equivalentes (amarillo) orientados a 109.5° entre sí.

    Una molécula de metano, CH4, consiste en un átomo de carbono rodeado por cuatro átomos de hidrógeno en las esquinas de un tetraedro. El átomo de carbono en el metano exhibe hibridación sp3. Ilustramos los orbitales y la distribución de electrones en un átomo de carbono aislado y en el átomo unido en CH4 en la Figura \(\PageIndex{11}\). Los cuatro electrones de valencia del átomo de carbono se distribuyen equitativamente en los orbitales híbridos, y cada electrón de carbono se empareja con un electrón de hidrógeno cuando se forman los enlaces de CH.

    A diagram is shown in two parts, connected by a right facing arrow labeled, “Hybridization.” The left diagram shows an up-facing arrow labeled “E.” To the lower right of the arrow is a short, horizontal line labeled, “2 s,” that has two vertical half-arrows facing up and down on it. To the upper right of the arrow are a series of three short, horizontal lines labeled, “2 p.” Two of the lines have a vertical, up-facing arrow drawn on them. Above both sets of lines is the phrase, “Orbitals in an isolated C atom.” The right side of the diagram shows four short, horizontal lines placed halfway up the space and each labeled, “s p superscript 3.” An upward-facing half arrow is drawn vertically on each line. Above these lines is the phrase, “Orbitals in the s p superscript 3 hybridized C atom in C H subscript 4.”

    Figura \(\PageIndex{11}\): Los cuatro orbitales atómicos de valencia de un átomo de carbono aislado se hibridan cuando el carbono se une en una molécula como CH4 con cuatro regiones de densidad electrónica. Esto crea cuatro orbitales hibridados sp3 equivalentes. La superposición de cada uno de los orbitales híbridos con un orbital de hidrógeno crea un enlace C – H σ.

    En una molécula de metano, el orbital 1s de cada uno de los cuatro átomos de hidrógeno se superpone con uno de los cuatro orbitales sp3 del átomo de carbono para formar un enlace sigma (σ). Esto da como resultado la formación de cuatro enlaces covalentes fuertes y equivalentes entre el átomo de carbono y cada uno de los átomos de hidrógeno para producir la molécula de metano, CH4.

    La estructura del etano, C2H6, es similar a la del metano en que cada carbono en el etano tiene cuatro átomos vecinos dispuestos en las esquinas de un tetraedro: tres átomos de hidrógeno y un átomo de carbono (Figura \(\PageIndex{10}\)). Sin embargo, en el etano, un orbital sp3 de un átomo de carbono se superpone de extremo a extremo con un orbital sp3 de un segundo átomo de carbono para formar un enlace σ entre los dos átomos de carbono. Cada uno de los orbitales híbridos sp3 restantes se superpone con un orbital s de un átomo de hidrógeno para formar enlaces σ carbono-hidrógeno. La estructura y el esquema general de los orbitales de unión del etano se muestran en la Figura \(\PageIndex{12}\). La orientación de los dos grupos CH3 no está fijada entre sí. La evidencia experimental muestra que la rotación alrededor de los enlaces σ ocurre fácilmente.

    Two diagrams are shown and labeled “a” and “b.” Diagram a shows two carbon atoms, each surrounded by their four s p subscript three hybridized orbitals in a three dimensional arrangement. Each of the orbitals is shown overlapping with a spherical hydrogen atom. Diagram b shows the same general arrangement, but the hydrogen atoms are just represented by an, “H” and their spherical orbitals are not shown.

     Figura\(\PageIndex{12}\): (a) En la molécula de etano, C2H6, cada carbono tiene cuatro orbitales sp3. (b) Estos cuatro orbitales se superponen para formar siete enlaces σ.

    Un orbital híbrido sp3 también puede contener un par solitario de electrones. Por ejemplo, el átomo de nitrógeno en el amoníaco está rodeado por tres pares de enlaces y un par solitario de electrones dirigidos a las cuatro esquinas de un tetraedro. El átomo de nitrógeno se híbrida sp3 con un orbital híbrido ocupado por el par solitario de electrones.

    La estructura molecular del agua es consistente con una disposición tetraédrica de dos pares solitarios y dos pares de electrones de enlace. Por lo tanto, decimos que el átomo de oxígeno está hibridado sp3, con dos de los orbitales híbridos ocupados por pares solitarios y dos por pares de electrones de enlace. Dado que los pares solitarios ocupan más espacio que los pares de electrones de enlace, las estructuras que contienen pares solitarios tienen ángulos de enlace un poco diferente del ángulo ideal. Los tetraedros perfectos tienen ángulos de 109.5 °, pero los ángulos observados en amoníaco (107.3 °) y en el agua (104.5 °) son un poco más pequeños. Otros ejemplos de hibridación spincluyen CCl4, PCl3, y NCl3.

    Hibridación de sp3d  y sp3d2

    Para describir los cinco orbitales de enlace en una disposición bipirámide trigonal, debemos usar cinco de los orbitales atómicos de valencia (el orbital s, los tres orbitales p, y uno de los orbitales d), que nos da cinco orbitales híbridos sp3d. Con una disposición octaédrica de seis orbitales híbridos, debemos usar seis orbitales atómicos de capa de valencia (el orbital s, los tres orbitales p, y dos de los orbitales d en su capa de valencia), lo que da seis orbitales híbridos sp3d2. Estas hibridaciones solo son posibles para átomos que tienen d orbitales en sus subcapas de valencia (es decir, no los del primer o segundo período).

    Three Lewis structures are shown along with designations of molecular shape. The left image shows a sulfur atom singly bonded to four fluorine atoms. The sulfur atom has one lone pair of electrons while each fluorine has three. Two fluorine atoms are drawn vertically up and down from the sulfur while the other two are shown going into and out of the page. The second structure shows one chlorine atom singly bonded to three fluorine atoms. The chlorine has two lone pairs of electrons while each fluorine has three. Two fluorine atoms are drawn vertically up and down from the sulfur while the other is shown horizontally. The right structure shows a chlorine atom singly bonded to four fluorine atoms. The chlorine atom has one lone pair of electrons and a superscript plus sign, while each fluorine has three lone pairs of electrons. Two fluorine atoms are drawn vertically up and down from the sulfur while the other two are shown going into and out of the page.

    Figura \(\PageIndex{13}\): Los tres compuestos mostrados enseñan la hibridación sp3d en el atomo central y la estructura molecular bipirámide trigonal SF4 y \(ClF_4^+\) tiene un solo par de electrones en el átomo central, y ClF3 tiene dos pares solitarios que le dan la forma de T que se muestra.

    En una molécula de pentacloruro de fósforo, PCl5, hay cinco enlaces P - Cl (por lo tanto, cinco pares de electrones de valencia alrededor del átomo de fósforo) dirigidos hacia las esquinas de un bipirámide trigonal. Usamos el orbital 3s, los tres orbitales 3p y uno de los orbitales 3d para formar el conjunto de cinco orbitales híbridos sp3d (Figura \(\ PageIndex{13}\)) que están involucrados en los enlaces P-Cl. Otros átomos que exhiben hibridación sp3d incluyen el átomo de azufre en SF4 y los átomos de cloro en ClF3 y en \(\ce{ClF4+}\). (Los electrones en los átomos de flúor se omiten por claridad).

     Two images are shown and labeled “a” and “b.” Image a depicts a ball-and-stick model in a trigonal bipyramidal arrangement. Image b depicts the hybrid orbitals in the same arrangement and each is labeled, “s p superscript three d.”

    Figura \(\PageIndex{14}\): (a) The five regions of electron density around phosphorus in PCl5 require five hybrid sp3d orbitals. (b) These orbitals combine to form a trigonal bipyramidal structure with each large lobe of the hybrid orbital pointing at a vertex. As before, there are also small lobes pointing in the opposite direction for each orbital (not shown for clarity).

    El átomo de azufre en el hexafluoruro de azufre, SF6, muestra hibridación sp3d2. Una molécula de hexafluoruro de azufre tiene seis pares de electrones de enlace que conectan seis átomos de flúor a un solo átomo de azufre. No hay pares de electrones solitarios en el átomo central. Para unir seis átomos de flúor, el orbital 3s, los tres orbitales 3p y dos de los orbitales 3d forman seis orbitales híbridos sp3d2 equivalentes, cada uno dirigido hacia una esquina diferente de un octaedro. Otros átomos que muestran hibridación sp3d2 incluyen el átomo de fósforo en \(\ce{PCl6-}\), el átomo de yodo en los interhalógenos \(\ce{IF6+}\), IF5, \(\ce{ICl4-}\) ,\(\ce{IF4-}\) y el átomo de xenón en XeF4.

     Two images are shown and labeled “a” and “b.” Image a depicts a ball-and-stick model in an octahedral arrangement. Image b depicts the hybrid orbitals in the same arrangement and each is labeled, “s p superscript three d superscript two.”

    Figura \(\PageIndex{15}\): (a) El hexafluoruro de azufre, SF6, tiene una estructura octaédrica que requiere hibridación sp3d2. (b) Los seis orbitales sp3d2 forman una estructura octaédrica alrededor del azufre. Nuevamente, el lóbulo menor de cada orbital no se muestra para mayor claridad.

    Asignación de orbitales híbridos a átomos centrales

    La hibridación de un átomo se determina en función del número de regiones de densidad electrónica que lo rodean. Los arreglos geométricos característicos de los distintos conjuntos de orbitales híbridos se muestran en la Figura \(\PageIndex{16}\). Estas disposiciones son idénticas a las de las geometrías de pares de electrones predichas por la teoría VSEPR. La teoría VSEPR predice las estructuras moleculares de las moléculas, y la teoría orbital híbrida nos da una explicación de cómo se forman esas estructuras moleculares. Para encontrar la hibridación de un átomo central, podemos usar las siguientes pautas:

    1. Determine la estructura de Lewis de la molécula.
    2. Determine el número de regiones de densidad de electrones alrededor de un átomo usando la teoría VSEPR, en la cual los enlaces simples, los enlaces múltiples, los radicales y los pares solitarios cuentan cada uno como una región.
    3. Asigne el conjunto de orbitales hibridados de la Figura \(\PageIndex{16}\) que corresponde a esta geometría.

    A table is shown that is composed of five columns and six rows. The header row contains the phrases, “Regions of electron density,” “Arrangement,” (which has two columns below it), and “Hybridization,” (which has two columns below it). The first column contains the numbers “2,” “3,” “4,” “5,” and “6.” The second column contains images of a line, a triangle, a three sided pyramid, a trigonal bipyramid, and an eight-faced ocatahedron. The third column contains the terms, “Linear,” “Trigonal planar,” “Tetrahedral,” “Trigonal bipyramidal,” and “Octahedral.” The fourth column contains the terms “s p,” “s p superscript 2,” “s p superscript 3,” “s p superscript 3 d,” and “s p superscript 3 d superscript 2.” The last column contains drawings of the molecules beginning with a peanut-shaped structure marked with an angle of “180 degrees.” The second structure is made up of three equal-sized, rounded structures connected at one point with an angle of “120 degrees,” while the third structure is a three-dimensional arrangement of four equal-sized, rounded structures labeled as “109.5 degrees.” The fourth structure is made up of five equal-sized, rounded structures connected at “120 and 90 degrees,” while the fifth structure has six equal-sized, rounded structures connected at “90 degrees.”

    Figura \(\PageIndex{16}\): Las formas de los conjuntos orbitales hibridados son consistentes con las geometrías de pares de electrones. Por ejemplo, un átomo rodeado por tres regiones de densidad de electrones se hibrida sp2, y los tres orbitales sp2 se disponen de forma plana trigonal.

    Es importante recordar que la hibridación se inventó para racionalizar las geometrías moleculares observadas experimentalmente, no al revés.

    El modelo funciona bien para moléculas que contienen átomos centrales pequeños, en los que los pares de electrones de valencia están muy juntos en el espacio. Sin embargo, para átomos centrales más grandes, los pares de electrones de valencia-capa están más lejos del núcleo y hay menos repulsiones. Sus compuestos exhiben estructuras que a menudo no son consistentes con la teoría VSEPR, y los orbitales hibridados no son necesarios para explicar los datos observados.

     Three Lewis structures are shown. The left structure shows an oxygen atom with two lone pairs of electrons single bonded to two hydrogen atoms. The middle structure is made up of a sulfur atom with two lone pairs of electrons single bonded to two hydrogen atoms. The right structure is made up of a tellurium atom with two lone pairs of electrons single bonded to two hydrogen atoms. From left to right, the bond angles of each molecule decrease.

    Por ejemplo, hemos discutido el ángulo de enlace H – O – H en H2O, 104.5 °, que es más consistente con los orbitales híbridos sp3 (109.5 °) en el átomo central que con los orbitales 2p (90°). El azufre está en el mismo grupo que el oxígeno, y el H2S tiene una estructura de Lewis similar. Sin embargo, tiene un ángulo de enlace mucho más pequeño (92.1 °), lo que indica mucha menos hibridación con azufre que el oxígeno. Continuando por el grupo, el telurio es incluso más grande que el azufre, y para H2Te, el ángulo de enlace observado (90 °) es consistente con la superposición de los orbitales 5p, sin invocar la hibridación. Invocamos la hibridación donde es necesario explicar las estructuras observadas.

    Ejemplo \(\PageIndex{1}\): Asignación de hibridación

    El sulfato de amonio es importante como fertilizante. ¿Cuál es la hibridación del átomo de azufre en el ion sulfato \(\ce{SO4^2-}\)?

    Solución

    La estructura de Lewis del sulfato muestra que hay cuatro regiones de densidad electrónica.

    A structure is shown in which a sulfur atom is bonded to four oxygen atoms in a tetrahedral arrangement. Two of the oxygen atoms have a negative charge.

    La hibridación es spya que el carbono tiene una geometría tetraédrica (Figura \(\PageIndex{16}\)).

    Ejercicio \(\PageIndex{1}\)

    ¿Cuál es la hibridación del átomo de selenio en SeF4?

     A Lewis structure is shown in which four fluorine atoms are each attached to one sulfur atom. Two of the attached fluorine atoms are vertically attached up and down, while two are attached into and out of the page to the right. The sulfur also has one lone pair of electrons attached to the left of the structure.

    Respuesta

    El átomo de selenio tiene un hibridación de sp3d. 

    ejemplo \(\PageIndex{2}\): Asignación de hibridación

    La urea, NH2C(O)NH2, a veces se usa como fuente de nitrógeno en fertilizantes. ¿Cuál es la hibridación de cada átomo de nitrógeno y carbono en la urea?

    Solución

    La estructura de Lewis de la urea es

     A Lewis structure is shown in which a carbon atom is double bonded to an oxygen atom that has two lone pairs of electrons. The carbon atom forms single bonds to two nitrogen atoms. Each nitrogen is single bonded to two hydrogen atoms, and each nitrogen atoms has one lone pair of electrons.

    Los átomos de nitrógeno están rodeados por cuatro regiones de densidad de electrones, que se organizan en una geometría de pares de electrones tetraédricos. La hibridación en una disposición tetraédrica es sp3 (Figura \(\PageIndex{16}\)). Esta es la hibridación de los átomos de nitrógeno en la urea.

    El átomo de carbono está rodeado por tres regiones de densidad electrónica, posicionadas en una disposición plana trigonal. La hibridación en una geometría de par de electrones plano trigonal es sp2 (Figura \(\PageIndex{16}\)), que es la hibridación del átomo de carbono en la urea.

    Ejercicio \(\PageIndex{1}\)

    Ácido Acético, H3CC(O)OH, es la molécula que le da al vinagre su olor y sabor agrio. ¿Cuál es la hibridación de los dos átomos de carbono en el ácido acético?

    A Lewis structure is shown in which a carbon atom is double bonded to an oxygen atom that has two lone pairs of electrons and single bonded to another oxygen atom that is single boned to a hydrogen atom. This second oxygen atom has two lone pairs of electrons. The carbon is also single bonded to a carbon atom that is single bonded to three hydrogen atoms.

    Respuesta

    H3C, sp3; C(O)OH, sp2

    Resumen

    Podemos usar orbitales híbridos, que son combinaciones matemáticas de algunos o todos los orbitales atómicos de valencia, para describir la densidad de electrones alrededor de los átomos unidos covalentemente. Estos orbitales híbridos forman enlaces sigma (σ) dirigidos hacia otros átomos de la molécula o contienen pares de electrones solitarios. Podemos determinar el tipo de hibridación alrededor de un átomo central a partir de la geometría de las regiones de densidad electrónica que lo rodean. Dos de estas regiones implican hibridación sp; tres, hibridación sp2; cuatro, hibridación sp3; cinco, hibridación sp3d; y seis, hibridación sp3d2. Los enlaces Pi(π) se forman a partir de orbitales atómicos no hibridados (orbitales p o d).

    Notas al pie de la página

    1. Tenga en cuenta que los orbitales a veces se pueden dibujar en una forma alargada de "globo" en lugar de una forma "real" más realista para que la geometría sea más fácil de visualizar.

    Glosario

    orbital híbrido
    orbital creado por la combinación de orbitales atómicos en un átomo central
    hibridación
    modelo que describe los cambios en los orbitales atómicos de un átomo cuando forma un compuesto covalente
    orbital híbrido sp
    uno de un conjunto de dos orbitales con una disposición lineal que resulta de combinar un orbital p y s
    orbital híbrido sp2
    uno de un conjunto de tres orbitales con una disposición plana trigonal que resulta de combinar un orbital s y dos orbitales p
    orbital híbrido sp3
    uno de un conjunto de cuatro orbitales con una disposición tetraédrica que resulta de combinar un orbital s y tres orbitales p
    orbital híbrido sp3d 
    uno de un conjunto de cinco orbitales con una disposición bipiramidal trigonal que resulta de combinar un orbital s, tres p y uno d
    oribtal hibrido sp3d2 
    uno de un conjunto de seis orbitales con una disposición octaédrica que resulta de combinar un orbital s, tres p, y dos orbitales d

    Contribuyentes

    • Paul Flowers (Universidad de Carolina del Norte - Pembroke), Klaus Theopold (Universidad de Delaware) y Richard Langley (Stephen F. Austin Universidad del Estado) con autores contribuyentes. Contenido del libro de texto producido por la Universidad de OpenStax tiene licencia de Atribución de Creative Commons Licencia 4.0 licencia. Descarge gratis en http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110)."

    • Ana Martinez (amartinez02@saintmarys.edu) contribuyó a la traducción de este texto.