8.2: Orbitales Atómicos Híbridos

Objetivos de aprendizaje

• Explicar el concepto de hibridación orbital atómica
• Determinar los orbitales híbridos asociados con diversas 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 entender cómo las moléculas con más de dos átomos forman enlaces estables, se requiere un modelo más detallado. Como ejemplo, consideremos la molécula de agua, en la que tenemos un átomo de oxígeno enlazando a dos átomos de hidrógeno. El oxígeno tiene la configuración electrónica 1 s ² 2 s ² 2 p ⁴, con dos electrones desapareados (uno en cada uno de los dos orbitales de 2 p). La teoría de los enlaces de valencia predeciría que los dos enlaces O-H se forman a partir de la superposición de estos dos orbitales de 2 p con los orbitales de 1 s de los átomos de hidrógeno. Si este fuera el caso, el ángulo de unión sería de 90°, como se muestra en la Figura\(\PageIndex{1}\), porque p orbitales son perpendiculares entre sí. La evidencia experimental muestra que el ángulo de unión es de 104.5°, no 90°. La predicción del modelo de teoría de enlaces de valencia no coincide con las observaciones del mundo real de una molécula de agua; se necesita un modelo diferente.

Figura\(\PageIndex{1}\): La superposición hipotética de dos de los orbitales 2p sobre 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

Dos orbitales en forma de cacahuete se encuentran perpendiculares entre sí. Se superponen con orbitales esféricos a la izquierda y a la parte superior del diagrama.

Los cálculos cuántico-mecánicos sugieren por qué los ángulos de enlace observados en H ₂ O difieren de los predichos por la superposición de la órbita de 1 s de los átomos de hidrógeno con los orbitales 2 p del átomo de oxígeno. La expresión matemática conocida como la función de onda, ψ, contiene información sobre cada orbital y las propiedades ondulares 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 combinación de las funciones de onda para orbitales atómicos se llama hibridación y se logra matemáticamente por la combinación lineal de orbitales atómicos, LCAO, (una técnica que volveremos a encontrar más adelante). Los nuevos orbitales que resultan se denominan orbitales híbridos. Los orbitales de valencia en un átomo de oxígeno aislado son orbitales de 2 s y tres orbitales de 2 p. 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, el solapamiento 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 para la cual los cálculos cuántico-mecánicos dan una explicación útil: la teoría del enlace de valencia debe incluir un componente de hibridación para dar predicciones precisas.

Figura\(\PageIndex{2}\): (a) Una molécula de agua tiene cuatro regiones de densidad electrónica, por lo que la teoría VSEPR predice una disposición tetraédrica de orbitales híbridos. (b) Dos de los orbitales híbridos sobre 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 H ₂ O. Esta descripción es más consistente con la estructura experimental.

Se muestran dos diagramas y se etiquetan como “a” y “b”. El diagrama a muestra dos orbitales en forma de cacahuete dispuestos en una disposición tetraédrica alrededor de la letra “O”. El diagrama b muestra los mismos dos orbitales, pero ahora se superponen a la parte superior y a la izquierda con dos orbitales esféricos, cada uno etiquetado como “H” Un par de electrones ocupa cada lóbulo de los orbitales en forma de cacahuete.

Las siguientes ideas son importantes para entender la hibridación:

1. Los orbitales híbridos no existen en átomos aislados. Se forman únicamente en átomos unidos covalentemente.
2. Los orbitales híbridos tienen formas y orientaciones muy diferentes a 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 pares de electrones según lo predicho por la teoría VSEPR.
6. Los orbitales híbridos se superponen para formar enlaces σ. Los orbitales no hibridadas se superponen para formar enlaces π.

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

sp Hibridación

El átomo de berilio en una molécula BeCl ₂ gaseosa es un ejemplo de un átomo central sin pares solitarios de electrones en una disposición lineal de tres átomos. Hay dos regiones de densidad electrónica de valencia en la molécula BeCl ₂ que corresponden a los dos enlaces covalentes Be—Cl. Para acomodar estos dos dominios de electrones, dos de los cuatro orbitales de valencia del átomo Be se mezclarán para producir dos orbitales híbridos. Este proceso de hibridación implica la mezcla del orbital de valencia con uno de los orbitales de valencia p para producir dos orbitales híbridos sp equivalentes que están orientados en una geometría lineal (Figura\(\PageIndex{3}\)). En esta figura, el conjunto de orbitales sp parece similar en forma 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 orbital que puede contener hasta dos electrones. El conjunto sp es de 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 BeCl ₂ gaseoso, estos orbitales híbridos semillenos se superpondrán con 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 están orientados a 180°, lo que es consistente con la geometría para dos dominios.

Se muestran una serie de tres diagramas conectados por una flecha orientada hacia la derecha que está etiquetada como “Hibridación” y una flecha orientada hacia abajo etiquetada como “Da una disposición lineal”. El primer diagrama muestra una órbita esférica azul y una orbital roja en forma de cacahuete, cada una colocada en un sistema de ejes X, Y, Z. El segundo diagrama muestra los mismos dos orbitales, pero ahora son morados y tienen un lóbulo agrandado y un lóbulo más pequeño. Cada uno se encuentra a lo largo del eje x en el dibujo. El tercer diagrama muestra los mismos dos orbitales, pero sus lóbulos más pequeños ahora se superponen a lo largo del eje x, mientras que sus lóbulos más grandes están ubicados y etiquetados como “180 grados” entre sí.

Ilustramos las diferencias electrónicas en un átomo de Be aislado y en el átomo Be enlazado en el diagrama orbital de nivel de energía en la Figura\(\PageIndex{4}\). Estos diagramas representan cada orbital por una línea horizontal (indicando 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.

Figura\(\PageIndex{4}\): Este diagrama orbital de nivel de energía muestra los orbitales hibridados sp en Be en la molécula lineal BeCl ₂. Cada uno de los dos orbitales híbridos sp contiene un electrón y, por lo tanto, está medio lleno y disponible para unirse a través de superposición con un orbital Cl 3p.

Se muestra un diagrama en dos partes, conectadas por una flecha orientada hacia la derecha etiquetada como “Hibridación”. El diagrama de la izquierda muestra una flecha hacia arriba etiquetada como “E.” En la parte inferior derecha de la flecha hay una línea corta y horizontal etiquetada con “2 s”, que tiene dos medias flechas verticales orientadas hacia arriba y hacia abajo sobre ella. En la parte superior derecha de la flecha hay una serie de tres líneas cortas y horizontales etiquetadas, “2 p.” Por encima de estos dos conjuntos de líneas está la frase, “Orbitales en un átomo B e aislado”. El lado derecho del diagrama muestra dos líneas cortas horizontales colocadas a la mitad del espacio y cada una etiquetada, “s p.” Una media flecha orientada hacia arriba se dibuja verticalmente en cada línea. Por encima de estas líneas hay otras dos líneas cortas y horizontales, cada una etiquetada, “2 p.” Por encima de estos dos conjuntos de líneas está la frase, “Orbitales en el s p hibridado B e en B e C l subíndice 2”.

Cuando los orbitales atómicos se hibridan, los electrones de valencia ocupan los orbitales recién creados. El átomo 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 desapareado 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 electrónica de valencia en una molécula exhibirá hibridación sp. Otros ejemplos incluyen el átomo de mercurio en la molécula lineal de HgCl ₂, el átomo de zinc en Zn (CH ₃) ₂, que contiene una disposición lineal C—Zn-C, y los átomos de carbono en HCCH y CO ₂.

 

sp ² Hibridación

Los orbitales de valencia de un átomo central rodeado por tres regiones de densidad electrónica consisten en un conjunto de tres orbitales híbridos sp ² y un orbital p no hibridado. Esta disposición resulta de la hibridación sp ², la mezcla de orbitales uno s y dos orbitales p para producir tres orbitales híbridos idénticos orientados en una geometría plana trigonal (Figura\(\PageIndex{5}\)).

Figura\(\PageIndex{5}\): La hibridación de un orbital s (azul) y dos orbitales p (rojo) produce tres orbitales hibridados sp ² equivalentes (amarillo) orientados a 120° uno con respecto al otro. El orbital p no hibridado restante no se muestra aquí, sino que se localiza a lo largo del eje z.

Se muestran una serie de tres diagramas conectados por una flecha orientada hacia la derecha que está etiquetada como “Hibridación” y una flecha orientada hacia abajo etiquetada como “Da una disposición plana trigonal”. El primer diagrama muestra una órbita esférica azul y dos orbitales rojos en forma de cacahuete, cada uno colocado en un sistema de ejes X, Y, Z. Los dos orbitales rojos se localizan en los ejes x y z, respectivamente. El segundo diagrama muestra los mismos tres orbitales, pero ahora son morados y tienen un lóbulo agrandado y un lóbulo más pequeño. Cada uno se encuentra en un eje diferente en el dibujo. El tercer diagrama muestra los mismos tres orbitales, pero sus lóbulos más pequeños ahora se superponen mientras que sus lóbulos más grandes están ubicados y etiquetados como “120 grados” entre sí.

Aunque la mecánica cuántica produce los lóbulos orbitales “regordetes” como se representa en la Figura\(\PageIndex{5}\), a veces para mayor claridad estos orbitales se dibujan más delgados y sin los lóbulos menores\(\PageIndex{6}\), como en la Figura, para evitar oscurecer otras características de una ilustración dada. Utilizaremos estas representaciones “más delgadas” siempre que la vista verdadera esté demasiado abarrotada para visualizarla fácilmente.

Figura\(\PageIndex{6}\): Esta forma alternativa de dibujar los orbitales híbridos trigonales planares sp ² se utiliza a veces en figuras más concurridas.

Se muestran tres orbitales similares a globos, que se conectan juntos cerca de sus extremos más estrechos en un plano. El ángulo entre un par de lóbulos está etiquetado como “120 grados”.

La estructura observada de la molécula de borano, BH _3, sugiere hibridación sp ² para boro en este compuesto. La molécula es plana trigonal, y el átomo de boro está involucrado en tres enlaces a átomos de hidrógeno (Figura\(\PageIndex{7}\)).

Figura\(\PageIndex{7}\): BH ₃ es una molécula deficiente en electrones con una estructura plana trigonal.

Se muestra un átomo de boro conectado a tres átomos de hidrógeno, los cuales están dispuestos a su alrededor como una pirámide. El ángulo de una línea que conecta el átomo de boro a un átomo de hidrógeno a otra línea que conecta el átomo de boro a un átomo de hidrógeno se marca, “120 grados”.

Podemos ilustrar la comparación de orbitales y distribución de electrones en un átomo de boro aislado y en el átomo unido en BH ₃ 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 sp ², y cada uno de los pares de electrones de boro con un electrón de hidrógeno cuando se forman enlaces B—H.

Figura\(\PageIndex{8}\): En un átomo B aislado, hay un orbitales de valencia 2s y tres 2p. Cuando el boro está en una molécula con tres regiones de densidad electrónica, tres de los orbitales se hibridan y crean un conjunto de tres orbitales sp ² y un orbital 2p no hibridado. Los tres orbitales híbridos semillenos se superponen cada uno con un orbital de un átomo de hidrógeno para formar tres enlaces σ en BH ₃.

Se muestra un diagrama en dos partes, conectadas por una flecha orientada hacia la derecha etiquetada como “Hibridación”. El diagrama de la izquierda muestra una flecha hacia arriba etiquetada como “E”. En la parte inferior derecha de la flecha hay una línea corta y horizontal etiquetada con “2 s”, que tiene dos medias flechas verticales orientadas hacia arriba y hacia abajo sobre ella. En la parte superior derecha de la flecha hay una serie de tres líneas cortas y horizontales etiquetadas, “2 p.” Por encima de ambos conjuntos de estas líneas está la frase, “Orbitales en un átomo B aislado”. Una de las líneas tiene una flecha vertical, orientada hacia arriba dibujada en ella. El lado derecho del diagrama muestra tres líneas horizontales cortas colocadas a la mitad del espacio y cada una etiquetada, “s p superíndice 2”. Una media flecha orientada hacia arriba se dibuja verticalmente en cada línea. Por encima de estas líneas hay otra línea corta, horizontal, etiquetada, “2 p.” Por encima de ambos conjuntos de líneas está la frase, “Orbitales en el superíndice s p 2 se hibridó átomo B en B H subíndice 3”.

Cualquier átomo central rodeado por tres regiones de densidad electrónica exhibirá hibridación sp ². Esto incluye moléculas con un par solitario en el átomo central, como ClnO (Figura\(\PageIndex{9}\)), o moléculas con dos enlaces simples y un doble enlace conectados al átomo central, como en formaldehído, CH ₂ O, y eteno, H ₂ CCH ₂.

Figura\(\PageIndex{9}\): El átomo o átomos centrales en cada una de las estructuras mostradas contienen tres regiones de densidad electrónica y son sp ² hibridadas. Como sabemos por la discusión de la teoría VSEPR, una región de densidad de electrones contiene todos los electrones que apuntan en una dirección. Un par solitario, un electrón desapareado, un enlace sencillo o un enlace múltiple contarían cada uno como una región de densidad electrónica.

Se muestran tres estructuras de Lewis. La estructura de la izquierda muestra un átomo de cloro rodeado por tres pares solitarios de electrones unidos a un átomo de nitrógeno con un par solitario de electrones y doblemente unidos a un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. La estructura central muestra un átomo de carbono unido a dos átomos de hidrógeno y doble enlazado a un átomo de oxígeno que tiene dos pares solitarios de electrones. La estructura de la derecha muestra dos átomos de carbono, dobles unidos entre sí y cada uno unido a dos átomos de hidrógeno.

 

sp ³ Hibridación

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 sp ³. Los híbridos son el resultado de la mezcla de orbitales uno s y los tres orbitales p, lo que produce cuatro orbitales híbridos sp ³ idénticos (Figura\(\PageIndex{10}\)). Cada uno de estos orbitales híbridos apunta hacia una esquina diferente de un tetraedro.

Figura\(\PageIndex{10}\): La hibridación de un orbital s (azul) y tres orbitales p (rojo) produce cuatro orbitales hibridados sp ³ equivalentes (amarillo) orientados a 109.5° uno con respecto al otro.

Se muestran una serie de tres diagramas conectados por una flecha orientada hacia la derecha que está etiquetada como “Hibridación” y una flecha orientada hacia abajo etiquetada como “Da una disposición tetraédrica”. El primer diagrama muestra una órbita esférica azul y tres orbitales rojos en forma de cacahuete, cada uno colocado en un sistema de ejes x, y, z. Los tres orbitales rojos se localizan en los ejes x, y y z, respectivamente. El segundo diagrama muestra los mismos cuatro orbitales, pero ahora son morados y tienen un lóbulo agrandado y un lóbulo más pequeño. Cada uno se encuentra en un eje diferente en el dibujo. El tercer diagrama muestra los mismos cuatro orbitales, pero sus lóbulos más pequeños ahora se superponen para formar una estructura tetraédrica.

Una molécula de metano, CH ₄, consiste en un átomo de carbono rodeado por cuatro átomos de hidrógeno en las esquinas de un tetraedro. El átomo de carbono en metano exhibe hibridación sp ³. Ilustramos los orbitales y la distribución de electrones en un átomo de carbono aislado y en el átomo unido en CH ₄ en la Figura\(\PageIndex{11}\). Los cuatro electrones de valencia del átomo de carbono se distribuyen por igual en los orbitales híbridos, y cada electrón de carbono se empareja con un electrón de hidrógeno cuando se forman los enlaces C-H.

Figura\(\PageIndex{11}\): Los cuatro orbitales atómicos de valencia de un átomo de carbono aislado se hibridan cuando los enlaces de carbono en una molécula como CH ₄ con cuatro regiones de densidad electrónica. Esto crea cuatro orbitales hibridados sp ³ equivalentes. La superposición de cada uno de los orbitales híbridos con un orbital de hidrógeno crea un enlace C—H σ.

Se muestra un diagrama en dos partes, conectadas por una flecha orientada hacia la derecha etiquetada como “Hibridación”. El diagrama de la izquierda muestra una flecha hacia arriba etiquetada como “E”. En la parte inferior derecha de la flecha hay una línea corta y horizontal etiquetada con “2 s”, que tiene dos medias flechas verticales orientadas hacia arriba y hacia abajo sobre ella. En la parte superior derecha de la flecha hay una serie de tres líneas cortas y horizontales etiquetadas, “2 p.” Dos de las líneas tienen una flecha vertical orientada hacia arriba dibujada sobre ellas. Por encima de ambos conjuntos de líneas está la frase, “Orbitales en un átomo de C aislado”. El lado derecho del diagrama muestra cuatro líneas horizontales cortas colocadas a la mitad del espacio y cada una etiquetada, “s p superíndice 3”. Una media flecha orientada hacia arriba se dibuja verticalmente en cada línea. Por encima de estas líneas está la frase, “Orbitales en el superíndice s p 3 hibridó el átomo C en el subíndice C H 4”.

En una molécula de metano, el orbital de 1 s de cada uno de los cuatro átomos de hidrógeno se solapa con uno de los cuatro orbitales sp ³ 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, CH ₄.

La estructura del etano, C ₂ H _6, es similar a la del metano en que cada carbono del 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 etano un orbital sp ³ de un átomo de carbono se solapa de extremo a extremo con un orbital sp ³ de un segundo átomo de carbono para formar un enlace σ entre los dos átomos de carbono. Cada uno de los orbitales híbridos sp ³ 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 CH ₃ no es fija entre sí. La evidencia experimental muestra que la rotación alrededor de los enlaces σ ocurre fácilmente.

Figura\(\PageIndex{12}\): (a) En la molécula de etano, C ₂ H ₆, cada carbono tiene cuatro orbitales sp ³. b) Estos cuatro orbitales se superponen para formar siete enlaces σ.

Se muestran dos diagramas y se etiquetan como “a” y “b”. El diagrama a muestra dos átomos de carbono, cada uno rodeado por sus cuatro subíndice s p tres orbitales hibridados en una disposición tridimensional. Cada uno de los orbitales se muestra superpuesto con un átomo de hidrógeno esférico. El diagrama b muestra la misma disposición general, pero los átomos de hidrógeno solo están representados por a, “H” y sus orbitales esféricos no se muestran.

Un orbital híbrido sp ³ también puede contener un par solitario de electrones. Por ejemplo, el átomo de nitrógeno en el amoníaco está rodeado por tres pares de enlace y un par solitario de electrones dirigidos a las cuatro esquinas de un tetraedro. El átomo de nitrógeno es sp ³ hibridado con un orbital híbrido ocupado por el par solitario.

La estructura molecular del agua es consistente con una disposición tetraédrica de dos pares solitarios y dos pares de electrones de unión. Así decimos que el átomo de oxígeno es sp ³ hibridado, con dos de los orbitales híbridos ocupados por pares solitarios y dos por pares de unión. Dado que los pares solitarios ocupan más espacio que los pares de unión, las estructuras que contienen pares solitarios tienen ángulos de unión ligeramente distorsionados con respecto al ideal. Los tetraedros perfectos tienen ángulos de 109.5°, pero los ángulos observados en amoníaco (107.3°) y agua (104.5°) son ligeramente menores. Otros ejemplos de hibridación sp ³ incluyen CCl ₄, pCl ₃ y NCl ₃.

 

sp ³ d y sp ³ d ² Hibridación

Para describir los cinco orbitales de unión en una disposición bipiramidal trigonal, debemos usar cinco de los orbitales atómicos de concha de valencia (el orbital s, los tres orbitales p y uno de los orbitales d), lo que da cinco sp ³ d orbitales híbridos. Con una disposición octaédrica de seis orbitales híbridos, debemos usar seis orbitales atómicos de concha de valencia (el orbital s, los tres orbitales p y dos de los orbitales d en su caparazón de valencia), lo que da seis sp ³ d ² orbitales híbridos. Estas hibridaciones sólo son posibles para átomos que tienen d orbitales en sus subconchas de valencia (es decir, no las del primer o segundo periodo).

Figura\(\PageIndex{13}\): Los tres compuestos representados muestran hibridación sp ³ d en el átomo central y una forma bipiramidal trigonal. SF ₄ y\(ClF_4^+\) tienen un par solitario de electrones en el átomo central, y ClF ₃ tiene dos pares solitarios que le dan la forma de T mostrada.

Se muestran tres estructuras de Lewis junto con designaciones de forma molecular. La imagen de la izquierda muestra un átomo de azufre unido individualmente a cuatro átomos de flúor. El átomo de azufre tiene un par solitario de electrones mientras que cada flúor tiene tres. Dos átomos de flúor se dibujan verticalmente hacia arriba y hacia abajo del azufre mientras que los otros dos se muestran entrando y saliendo de la página. La segunda estructura muestra un átomo de cloro unido individualmente a tres átomos de flúor. El cloro tiene dos pares solitarios de electrones mientras que cada flúor tiene tres. Dos átomos de flúor se extraen verticalmente hacia arriba y hacia abajo del azufre, mientras que el otro se muestra horizontalmente. La estructura derecha muestra un átomo de cloro unido individualmente a cuatro átomos de flúor. El átomo de cloro tiene un par solitario de electrones y un signo más superíndice, mientras que cada flúor tiene tres pares solitarios de electrones. Dos átomos de flúor se dibujan verticalmente hacia arriba y hacia abajo del azufre mientras que los otros dos se muestran entrando y saliendo de la página.

En una molécula de pentacloruro de fósforo, PCl ₅, hay cinco enlaces P—Cl (así cinco pares de electrones de valencia alrededor del átomo de fósforo) dirigidos hacia las esquinas de una bipirámide trigonal. Utilizamos el orbital de 3 s, los tres orbitales de 3 p y uno de los orbitales de 3 d para formar el conjunto de cinco orbitales híbridos sp ³ d (Figura\(\PageIndex{13}\)) que están involucrados en los enlaces P—Cl. Otros átomos que exhiben hibridación sp ³ d incluyen el átomo de azufre en SF ₄ y los átomos de cloro en ClF ₃ y en\(\ce{ClF4+}\). (Los electrones en los átomos de flúor se omiten para mayor claridad).

Figura\(\PageIndex{14}\): (a) Las cinco regiones de densidad electrónica alrededor del fósforo en pCl ₅ requieren cinco orbitales híbridos sp ³ d. b) Estos orbitales se combinan para formar una estructura bipiramidal trigonal con cada lóbulo grande de la órbita híbrida apuntando a un vértice. Como antes, también hay pequeños lóbulos apuntando en la dirección opuesta para cada orbital (no mostrados para mayor claridad).

Se muestran dos imágenes y se etiquetan como “a” y “b”. La imagen a representa un modelo de bola y varilla en un arreglo bipiramidal trigonal. La imagen b representa los orbitales híbridos en la misma disposición y cada uno está etiquetado como “s p superíndice tres d”.

El átomo de azufre en hexafluoruro de azufre, SF ₆, exhibe hibridación sp ³ d ². Una molécula de hexafluoruro de azufre tiene seis pares de electrones que conectan seis átomos de flúor a un solo átomo de azufre. No hay pares solitarios de electrones en el átomo central. Para unir seis átomos de flúor, el orbital de 3 s, los tres orbitales de 3 p y dos de los orbitales de 3 d forman seis orbitales híbridos equivalentes sp ³ d ², cada uno dirigido hacia una esquina diferente de un octaedro. Otros átomos que exhiben hibridación sp ³ d ² incluyen el átomo de fósforo en\(\ce{PCl6-}\), el átomo de yodo en los interhalógenos\(\ce{IF6+}\), IF ₅\(\ce{ICl4-}\),\(\ce{IF4-}\) y el átomo de xenón en xEF ₄.

Figura\(\PageIndex{15}\): (a) El hexafluoruro de azufre, SF ₆, tiene una estructura octaédrica que requiere hibridación sp ³ d ². (b) Los seis orbitales sp ³ d ² forman una estructura octaédrica alrededor del azufre. Nuevamente, no se muestra el lóbulo menor de cada orbital para mayor claridad.

Se muestran dos imágenes y se etiquetan como “a” y “b”. La imagen a representa un modelo de bola y palo en una disposición octaédrica. La imagen b representa los orbitales híbridos en la misma disposición y cada uno está etiquetado como “s p superíndice tres d superíndice dos”.

 

Asignación de orbitales híbridos a átomos centrales

La hibridación de un átomo se determina con base en el número de regiones de densidad electrónica que lo rodean. Los arreglos geométricos característicos de los diversos 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 formas de las moléculas, y la teoría orbital híbrida proporciona una explicación de cómo se forman esas formas. Para encontrar la hibridación de un átomo central, podemos usar las siguientes pautas:

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

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 electrónica es sp ² hibridado, y los tres orbitales sp ² están dispuestos de manera plana trigonal.

Se muestra una tabla que se compone de cinco columnas y seis filas. La fila del encabezado contiene las frases, “Regiones de densidad electrónica”, “Arreglo” (que tiene dos columnas debajo de ella) e “Hibridación” (que tiene dos columnas debajo de ella). La primera columna contiene los números “2”, “3", “4", “5" y “6". La segunda columna contiene imágenes de una línea, un triángulo, una pirámide de tres lados, una bipirámide trigonal y un ocataedro de ocho caras. La tercera columna contiene los términos “Lineal”, “Trigonal planar”, “Tetraédrico”, “Trigonal bipiramidal” y “Octaédrico”. La cuarta columna contiene los términos “s p”, “s p superíndice 2”, “s p superíndice 3”, “s p superíndice 3 d” y “s p superíndice 3 d superíndice 2”. La última columna contiene dibujos de las moléculas comenzando con una estructura en forma de cacahuete marcada con un ángulo de “180 grados”. La segunda estructura está compuesta por tres estructuras redondeadas de igual tamaño conectadas en un punto con un ángulo de “120 grados”, mientras que la tercera estructura es una disposición tridimensional de cuatro estructuras redondeadas de igual tamaño etiquetadas como “109.5 grados”. La cuarta estructura está compuesta por cinco estructuras redondeadas de igual tamaño conectadas a “120 y 90 grados”, mientras que la quinta estructura tiene seis estructuras redondeadas de igual tamaño conectadas a “90 grados”.

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

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

 

Se muestran tres estructuras de Lewis. La estructura izquierda muestra un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones unidos a dos átomos de hidrógeno. La estructura media está compuesta por un átomo de azufre con dos pares solitarios de electrones unidos a dos átomos de hidrógeno. La estructura correcta está compuesta por un átomo de teluro con dos pares solitarios de electrones unidos a dos átomos de hidrógeno. De izquierda a derecha, los ángulos de enlace de cada molécula disminuyen.

Por ejemplo, hemos discutido el ángulo de enlace H-O-H en H ₂ O, 104.5°, el cual es más consistente con orbitales híbridos sp ³ (109.5°) en el átomo central que con orbitales 2 p (90°). El azufre está en el mismo grupo que el oxígeno, y H ₂ S tiene una estructura similar de Lewis. Sin embargo, tiene un ángulo de enlace mucho menor (92.1°), lo que indica mucha menos hibridación en azufre que en oxígeno. Continuando abajo del grupo, el teluro es incluso mayor que el azufre, y para H ₂ Te, el ángulo de enlace observado (90°) es consistente con el solapamiento de los orbitales de 5 p, sin invocar hibridación. Se invoca la hibridación donde es necesario explicar las estructuras observadas.

Ejemplo\(\PageIndex{1}\): Assigning Hybridization

Ammonium sulfate is important as a fertilizer. What is the hybridization of the sulfur atom in the sulfate ion, \(\ce{SO4^2-}\)?

Solution

The Lewis structure of sulfate shows there are four regions of electron density.

Figure \(\PageIndex{16}\)).

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.

Exercise \(\PageIndex{1}\)

What is the hybridization of the selenium atom in 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.

Answer

The selenium atom is sp³d hybridized.

Example \(\PageIndex{2}\): Assigning Hybridization

Urea, NH₂C(O)NH₂, is sometimes used as a source of nitrogen in fertilizers. What is the hybridization of each nitrogen and carbon atom in urea?

Solution

The Lewis structure of urea is

Figure \(\PageIndex{16}\)). This is the hybridization of the nitrogen atoms in urea.

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.

The carbon atom is surrounded by three regions of electron density, positioned in a trigonal planar arrangement. The hybridization in a trigonal planar electron pair geometry is sp² (Figure \(\PageIndex{16}\)), which is the hybridization of the carbon atom in urea.

Exercise \(\PageIndex{1}\)

Acetic acid, H₃CC(O)OH, is the molecule that gives vinegar its odor and sour taste. What is the hybridization of the two carbon atoms in acetic acid?

 

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.

Answer

H₃C, sp³; C(O)OH, sp²

 

Summary

We can use hybrid orbitals, which are mathematical combinations of some or all of the valence atomic orbitals, to describe the electron density around covalently bonded atoms. These hybrid orbitals either form sigma (σ) bonds directed toward other atoms of the molecule or contain lone pairs of electrons. We can determine the type of hybridization around a central atom from the geometry of the regions of electron density about it. Two such regions imply sp hybridization; three, sp² hybridization; four, sp³ hybridization; five, sp³d hybridization; and six, sp³d² hybridization. Pi (π) bonds are formed from unhybridized atomic orbitals (p or d orbitals).

Footnotes

1. Note that orbitals may sometimes be drawn in an elongated “balloon” shape rather than in a more realistic “plump” shape in order to make the geometry easier to visualize.

Glossary

hybrid orbital

orbital created by combining atomic orbitals on a central atom

hybridization

model that describes the changes in the atomic orbitals of an atom when it forms a covalent compound

sp hybrid orbital

one of a set of two orbitals with a linear arrangement that results from combining one s and one p orbital

sp² hybrid orbital

one of a set of three orbitals with a trigonal planar arrangement that results from combining one s and two p orbitals

sp³ hybrid orbital

one of a set of four orbitals with a tetrahedral arrangement that results from combining one s and three p orbitals

sp³d hybrid orbital

one of a set of five orbitals with a trigonal bipyramidal arrangement that results from combining one s, three p, and one d orbital

sp³d² hybrid orbital

one of a set of six orbitals with an octahedral arrangement that results from combining one s, three p, and two d orbitals