Hibridación (química)

 

El átomo de carbono tiene seis electrones: dos se ubican en el orbital (1s²), dos en el (2s²) y los restantes dos en el orbital 2p (2p²). Debido a su orientación en el plano tridimensional el subnivel 2p tiene capacidad para ubicar 6 electrones: 2 en el orbital p_x, dos en el orbital p_y y dos electrones en el orbital p_z. Los dos últimos electrones del carbono se ubicarían uno en el 2p_x, el otro en el 2p_y y el orbital 2p_z permanece vacío (2p_x¹ 2p_y¹). El esquema de lo anterior es (cada flecha un electrón):

${\displaystyle C\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{2s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{2p_{x}}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{2p_{y}}}\;{\frac {\,\,}{2p_{z}}}}$ 

Para satisfacer su energético inestable, un átomo de valencia como el del carbono, con orbitales parcialmente llenos (2p_x y 2p_y necesitarían tener dos electrones) tiende a formar enlaces con otros átomos que tengan electrones disponibles. Para ello, no basta simplemente colocar un electrón en cada orbital necesitado. En la naturaleza, este tipo de átomos redistribuyen sus electrones formando orbitales híbridos. En el caso del carbono, uno de los electrones del orbital 2s es extraído y se ubica en el orbital 2p_z. Así, los cuatro últimos orbitales tienen un electrón cada uno:

${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{2s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{2p_{x}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{2p_{y}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{2p_{z}}}}$ 

El estímulo para excitar al electrón del 2s al 2p_z es aportado por el primer electrón en formar enlace con un átomo con este tipo de valencia. Por ejemplo, el hidrógeno en el caso del metano. Esto a su vez incrementa la necesidad de llenado de los restantes orbitales. Estos nuevos orbitales híbridos dejan de ser llamados 2s y 2p y son ahora llamados sp³ (un poco de ambos orbitales):

${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{3}}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{3}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{3}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{3}}}}$ 

De los cuatro orbitales así formados, uno (un 25%) es proveniente del orbital s (el 2s) del carbono y tres (un 75%) provenientes de los orbitales p (2p). Sin embargo todos se sobreponen al aportar la hibridación producto del enlace. Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y el otro en el metano son equivalentes e iguales a un ángulo de 109,5°.

 

Se define como la combinación de un orbital s y dos orbitales p, para formar 3 orbitales híbridos, que se disponen en un plano formando ángulos de 120° grados.

Los átomos que forman hibridaciones sp² pueden formar compuestos con enlaces dobles. Forman un ángulo de 120° 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 (${\displaystyle \pi }$ ). Las reglas de ubicación de los electrones en estos casos, como el alqueno etileno obligan a una hibridación distinta llamada sp², en la cual un electrón del 2s se mezcla solo con dos de los orbitales 2p: surge a partir o al unirse el orbital s con dos orbitales p; por consiguiente, se producen tres nuevos orbitales sp², cada orbital nuevo produce enlaces covalentes

${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{2}}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{2}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{2}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{p}}}$ 

Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y otro en algún carbono del etileno son equivalentes e iguales a un ángulo de 120°.

 

Se define como la combinación de un orbital s y un orbital p, para formar 2 orbitales híbridos, con orientación lineal.

Este es el tipo de enlace híbrido, con un ángulo de 180° y que se encuentra existente en compuestos con triples enlaces como los alquinos (por ejemplo el acetileno):

${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp}}{\frac {\upharpoonleft \,}{p}}{\frac {\upharpoonleft \,}{p}}}$ 

Se caracteriza por la presencia de 2 enlaces pi (π).

Las formas de las moléculas enlazadas por hibridaciones de sus orbitales es forzada por los ángulos entre sus átomos:

 

molécula de tipo	hibridación spx	hibridación sdx	hibridación spxdy
	elemento representativo/ metales de transición	solo metales de transición
AX2	lineal hibridación sp (180°) E.g., CO2
AX3	trigonal plana hibridación sp2 (120°) E.g., BCl3	piramidal trigonal hibridación sd2 (90°) E.g., CrO3
AX4	tetraédrica hibridación sp3 (109.5°) E.g., CCl4	tetraédrica hibridación sd3 (70.5°, 109.5°) E.g., TiCl4	cuadrada plana hibridación sp2d E.g., PtCl42−
AX6		C3v prisma trigonal hibridación sd5 (63.4°, 116.6°) E.g., W(CH3)6	octaédrica hibridación sp3d2 E.g., Mo(CO)6
ángulos interorbitales	${\displaystyle \theta =\arccos(-{\frac {1}{x}})}$	${\displaystyle \theta =\arccos \left(\pm {\sqrt {{\frac {1}{3}}(1-{\frac {2}{x}})}}\right)}$

El enlace hipervalente también ha sido descrito como orbitales híbridos sp³d y sp³d², compuestos de orbitales s, p, y d a niveles de energía más altos. Sin embargo, avances en el estudio de cálculos ab initio han revelado que la contribución de los orbitales d al enlace hipervalente es demasiado pequeña para describir las propiedades del enlace, y esta descripción por orbitales híbridos es vista como muy poco importante.^[2]​^[3]​ Estas moléculas usan resonancia.

moléculas hipervalentes (Resonancia)

AX5	bipiramidal trigonal
AX6	octaédrica
AX7	bipiramidal pentagonal

• Valencia (química)
• Orbital molecular
• Hibridación del carbono
• Hibridación molecular

• Representación de estas figuras.