SECRETARÍA DE EDUCACIÓN PÚBLICA

DIRECCIÓN GENERAL DE EDUCACIÓN SUPERIOR TECNOLÓGICA

INSTITUTO TECNOLÓGICO DE TUXTLA GUTIÉRREZ

INGENIERÍA ELECTRONICA

Materia: Quimica

Trabajo a realizar:

Hibridación y Geometría Molecular

Alumno:

López Ruiz Fredi Francisco

Profesor:

Ing. Montoya Magaña José Manuel

Tuxtla Gutiérrez, Chiapas, a 20de Marzo del 2014

Hibridación

La hibridación de orbitales atómicos fue postulada por Pauling

en 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).

Se conoce como hibridación a la combinación de orbitales atómico 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.

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 llenos (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.

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.

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 mas cerca al espacio vacío y se forma un

nuevo orbital del mismo nivel y con la misma energía.

El átomo puede encontrarse en dos estados llamados: Estado Basal y estado de

hibridación.

Estado Basal: Es cuando el átomo se encuentra asilado de toda excitación

magnética es decir sin el efecto de algún tipo de atracción y es cuando sus

orbitales de la ultima capa se encuentran puros y sin ninguna atracción.

Estado de Hibridación: Es cuando el átomo recibe

una excitación magnética externe debido a la

aproximación de otro con el que pudiera lograr un

reacomodo de sus orbitales puros, transformándose de

esta manera en igual numero de orbitales híbridos pero

distintos en forma y tamaño, que se acomodan equidistantemente entre si en el

espacio tridimensional. A estos nuevos orbitales formados a partir de orbitales

puros fusionados se les llama orbitales híbridos. En general, a partir de orbitales

puros heterogéneos (s, p, d...) se pueden obtener orbitales híbridos homogéneos

(ej. Dsp3 etc.)

Algunos de los puntos a tomar en cuenta, para que pueda llevarse a cabo una

hibridación son:

Se hibridan orbitales no e-

Se hibridan orbitales de un mismo átomo

La disposición de los orbitales híbridos en el espacio es de tal forma en que

la repulsión sea mínima

El numero de orbitales híbridos, es igual a la suma de los orbitales atómicos

puros que intervienen

Se hibridan orbitales de energías parecidas

Hibridación Sp

Significa que se combina un orbital s con uno p, para formar 2

orbitales híbridos, con orientación lineal. Este es el tipo de enlace

híbrido, con un ángulo de 180º y que se encuentra existente en

compuestos con triples enlaces como los alquinos 

Hibridación sp2

Se define como la combinación de un orbital S y 2 P, para formar 3 orbitales

híbridos, que se disponen en un plano formando ángulos de 120º.

Los átomos que forman hibridaciones sp2 pueden formar

compuestos con enlaces dobles. Forman un ángulo de 120º y su molécula es de

forma plana. A los enlaces simples se les conoce como enlaces sigma (σ) y los

enlaces dobles están compuestos por un enlace sigma y un enlace pi.

Hibridación sp3

Cuando un átomo de carbono se combina con otros cuatro átomos, además de la

promoción de un electrón desde el orbital 2s hasta el 2p vacío, experimenta la

hibridación sp3 o tetragonal, consistente en la mezcla o hibridación del orbital

2s con los tres orbitales 2p para originar cuatro orbitales híbridos idénticos,

llamados orbitales híbridos sp3

La molécula resultante presenta geometría tetraédrica como en el caso del metano

ch4

Hibridación dsp3

Esta hibridación corresponde a un átomo central de una molécula el cual acepta

más electrones que los que le corresponde con la regla

del octeto. Como ejemplo, PCl5, cuya estructura de Lewis muestra que el P central

se rodea por 5 pares de electrones en enlaces, que corresponde a una agrupación

trigonal bipiramidal. Esto requiere un conjunto de 5 nuevos orbitales híbridos en el

P, cada uno de los cuales es dsp3 formado por un orbital d, un orbital s y los tres

orbitales p la figura.

Tabla de las Diferentes Hibridaciones

Geometría Molecular

El ordenamiento tridimensional de los átomos en una molécula se llama geometría

molecular. La geometría de una molécula, determina

muchas de las propiedades de esta, e incluso ciertos tipos

de reacciones que pueden sufrir. Esta hace posible el

proceso de visión, de detección de gustos y olores, tanto

como otros procesos de la naturaleza. Existen varios tipos

de geometrías dependiendo de diferentes factores

estructurales como la longitud y tipos de enlace, tamaño de

los átomos implicados, electrones apareados o

desapareados, entre otras cosas.

Para explicar las geometrías moleculares, tanto como sus características, como el

porqué son de dicha forma y no de otra, se han creado varias teorías que

comenzaron a partir de la estructura de Lewis y evolucionaron

hasta involucrar la hibridación de orbitales atómicos.

Específicamente se puede decir que son dos principales, una

explica el porqué de las geometrías y la otra las

características de estas. No son teorías que se autoexcluyen,

sino que se complementan.

En la actualidad se emplean diversos métodos experimentales para conocer en

forma precisa la estructura de una molécula particular.

Uno de los métodos para predecir la geometría molecular aproximada,

está basada en la repulsión electrónica de la órbita atómica más externa,

es decir, los pares de electrones de valencia alrededor de un átomo

central se separan a la mayor distancia posible para minimizar las fuerzas

de repulsión. Estas repulsiones determinan el arreglo de los orbitales, y

estos, a su vez, determinan la geometría molecular, que puede ser: lineal,

trigonal, tetraédrica, angular y pirámide trigonal.

Un claro ejemplo de la importancia de la geometría molecular en los procesos

químicos lo constituye la química de la visión. La luz que incide en la retina, la

capa celular que recubre el interior del globo ocular, en esta están ubicadas

diferentes células fotoreceptoras que se ven afectadas por dicha luz.

La geometría molecular es clave para determinadas reacciones y para entender

sus funcionamientos. Como es también esencial para explicar propiedades

macroscópicas de diferentes líquidos, sólidos, gases.

Comprender la geometría molecular no solo implica teorías asociadas a diversas

ideas acerca de la materia y sus estructuras, sino también a la experimentación.

La geometría en varios casos puede ser corroborada por experiencias en

laboratorios de alta tecnología, donde experimentos con difracción de luz, entre

otros, permiten revelar con cierta precisión la geometría de las moléculas.

La geometría molecular como tema, permite la vinculación de diversos contenidos,

como los son los orbitales, traslapes, hibridación, geometría, ángulos de enlace,

entre otras cosas. Esto lo convierte en un tema ideal para clarificar y ejemplificar

diversos conceptos.

Tipos de Geometría Molecular:

Geometría lineal: Dos pares de electrones alrededor de un átomo central,

localizados en lados opuestos y separados por un ángulo de 180º.

Geometría planar trigonal: Tres pares de electrones en torno a un átomo central,

separados por un ángulo de 120º.

Geometría tetraédrica: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo

central, ubicados con una separación máxima equivalente a un ángulo de 109,5º

.

Geometría pirámide trigonal: Cuatro pares de electrones en torno a un átomo centra, uno de ellos no compartido, que se encuentran separados por un ángulo de 107º.

Geometría angular: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central,

con dos de ellos no compartidos, que se distancian en un ángulo de 104,5º.