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 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 sp2

Otras formas de hibridación son explicadas de forma semejante a sp3 del metano. La hibridación sp2 es 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).

Enlace Sigma: Es un enlace entre dos orbitales atómicos. El enlace sigma puede ser dada como el enlace entre dos orbitales s, o entre un orbital s y un p, o aún entre dos orbitales p, donde en todos estos casos, los orbitales se interpenetran frontalmente.

Enlace Pi: En química orgánica, enlaces pi (o enlaces π) son enlaces químicos covalentes en los cuales dos lóbulos de un orbital electrónico interseccionan dos lóbulos de otros orbitales electrónicos. Apenas uno de los planos nodales de aquel orbital pasa por los núcleos involucrados en el enlace. Es el enlace característico de compuestos con dobles o triples enlaces como es el caso del propeno y el etino.

Definición, características. Ejemplos y tipos de hibridaciones

Caso de hibridación

La hibridación de orbitales atómicos fue postulada por Pauling en el 1931 para poder explicar la geometría experimental determinada para algunas moléculas. Considera que los orbitales atómicos se pueden combinar entre ellos. Se obtienen tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos se combinen (si se combinan 3 orbitales atómicos, se obtienen 3 orbitales híbridos).

Los orbitales que se combinan siempre deben de estar en la misma órbita o nivel de energía. En una molécula, los átomos terminales no presentan hibridación; en cambio, los átomos centrales (que se encuentran entre dos o más átomos), pueden presentar diferentes hibridaciones.

El proceso de hibridación consiste en la combinación de dos o más orbitales atómicos puros para obtener la misma cantidad de orbitales híbridos.

La hibridación se da únicamente con elementos ubicados en la tabla periódica en el grupo 4 y 5; los elementos que pueden hibridarse son suministrados de luz o calor, producto del cual se salta el spin más cerca al espacio vacío y se forma un nuevo orbital del mismo nivel y con la misma energía.

Las formas de las moléculas enlazadas por hibridaciones de sus orbitales son forzadas por los ángulos entre sus átomos; encontramos 6 tipos:

Sin hibridación

Hibridación sp

Hibridación sp2

Hibridación sp3

Hibridación sp3d

Hibridación sp3d2

Un ejemplo claro puede ser, la hibridación del carbono la cual consiste en un reacomodo de electrones del mismo nivel de energía (orbital s) al orbital p del mismo nivel de energía. Esto es debido a que el carbono tiene un número atómico de 6 y número de masa de 12; en su núcleo tiene 6 protones y 6 neutrones y está rodeado por 6 electrones.

Hibridación del carbono

Un orbital híbrido es conveniente para describir la forma en que en la realidad se disponen los electrones para producir las propiedades que se observan en los enlaces atómicos.

Cabe destacar que el átomo que se hibrida es el átomo central. Los otros átomos enlazados a éste se enlazarán, generalmente, con su orbital atómico correspondiente sin hibridar, salvo en el caso de los enlaces carbono-carbono.

Así, en función de los orbitales atómicos que se combinen, tendremos distintos resultados con sus respectivas variantes, conformando finalmente la hibridación correspondiente.