Hibridación de Orbitales Atómicos I

La expresión matemática conocida como la función de onda, ψ, contiene información sobre cada orbital y las propiedades ondulantes de los electrones en un átomo aislado. Cuando los átomos se unidos para formar una molécula, las funciones de onda se combinan para producir nuevas descripciones matemáticas que tienen formas diferentes. Este proceso de combinar las funciones de onda para orbitales atómicos se llama hibridación y es matemáticamente logrado por la combinación lineal de orbitales atómicos. Los nuevos orbitales resultantes se denominan orbitales híbridos.

Comprendiendo de la hibridación de los orbitales atómicos

Los siguientes enunciados son importantes para comprender la hibridación:

1. Los orbitales híbridos no existen en átomos aislados. Se forman sólo en átomos unidos covalentemente.
2. Los orbitales híbridos tienen formas y orientaciones que son muy diferentes de aquellas de los orbitales atómicos en átomos aislados.
3. Un conjunto de orbitales híbridos se genera 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 de un conjunto de orbitales híbridos son equivalentes en forma y energía.
5. El tipo de orbitales híbridos formados en un átomo enlazado depende de su geometría electrónica, como predijo la teoría de RPECV.
6. Los orbitales híbridos se solapan para formar enlaces σ. Los orbitales no híbridos se solapan para formar enlaces π.

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

Hibridación sp

El átomo de berilio en una molécula gaseosa de BeCl₂ es un ejemplo de un átomo central sin pares de electrones solitarios en una disposición lineal de tres átomos. Hay dos regiones de densidad electrónica de valencia en la molécula BeCl₂ 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 de Be se mezclarán para producir dos orbitales híbridos. Este proceso de hibridación implica la mezcla del orbital s de valencia con uno de los orbitales p de valencia para producir dos orbitales sp híbridos equivalentes que están orientados en una geometría lineal. 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 un orbital que puede contener hasta dos electrones. El conjunto de dos orbitales sp equivalentes que apuntan a 180° entre sí. Los dos electrones que estaban originalmente en el orbital s ahora se distribuyen a los dos orbitales sp, que están medio-llenos. En el BeCl₂ gaseoso, estos orbitales híbridos medio-llenos se superpondrán con los orbitales de los átomos de cloro para formar dos enlaces σ idénticos.

Cuando los orbitales atómicos se hibridan, los electrones de valencia ocupan los orbitales recién creados. El átomo de Be tenía dos electrones de valencia, así que cada uno de los orbitales sp obtiene uno de estos electrones. Cada uno de estos electrones se aparea 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 sólo dos regiones de densidad electrónica de valencia en una molécula exhibirá hibridación sp. Otros ejemplos incluyen el átomo de mercurio en la molécula lineal HgCl₂, el átomo de zinc en Zn(CH₃)₂, que contiene un arreglo lineal C–Zn–C, y los átomos de carbono en HCCH y CO2.

Hibridación 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 mezcla de un orbital s y dos orbitales p para producir tres orbitales híbridos idénticos orientados en una geometría trigonal plana.

La estructura observada de la molécula de borano, BH₃, sugiere una hibridación sp² para el boro en este compuesto. La molécula es trigonal plana, y el átomo de boro está involucrado en tres enlaces a átomos de hidrógeno. Los tres electrones de valencia del átomo de boro en los tres orbitales híbridos sp² se redistribuyen y cada electrón de boro se empareja con un electrón de hidrógeno cuando se forman enlaces B–H.

Cualquier átomo central rodeado por tres regiones de densidad electrónica exhibirá hibridación sp². Esto incluye moléculas con un par solitario en el átomo central, como ClNO, o moléculas con dos enlaces simples y un enlace doble conectado al átomo central, como en el formaldehido, CH₂O, y el eteno, H₂CCH₂.

Hibridación sp³

Los orbitales de valencia de un átomo rodeado por un arreglo tetraédrico de pares de enlace y pares solitarios consisten en un conjunto de cuatro orbitales híbridos sp³. Los híbridos resultan de la mezcla de un orbital s y tres orbitales p, que produce cuatro orbitales híbridos sp³ idénticos. Cada uno de estos orbitales híbridos apunta hacia un vértice diferente de un tetraedro.

Una molécula de metano, CH₄, consiste en un átomo de carbono rodeado por cuatro átomos de hidrógeno en los vértices de un tetraedro. El átomo de carbono en el metano exhibe hibridación sp³. Los cuatro electrones de valencia del átomo de carbono se distribuyen por igual en los orbitales híbridos, y cada electrón de carbono se aparea con un electrón de hidrógeno cuando se forman los enlaces C–H.

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 resulta en la formación de cuatro fuertes enlaces covalentes equivalentes entre el átomo de carbono y cada uno de los átomos de hidrógeno para producir la molécula de metano, CH₄.

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 los cuatro vértices de un tetraedro. El átomo de nitrógeno es sp³ hibridado con un orbital híbrido ocupado por el par solitario.

La estructura molecular del agua es consistente con un arreglo tetraédrico de dos pares solitarios y dos pares de electrones de enlace. Así decimos que el átomo de oxígeno es sp³ hibridado, con dos de los orbitales híbridos ocupados por pares solitarios y dos ocupados por pares de enlace. Puesto que los pares solitarios ocupan más espacio que los pares de enlace, las estructuras que contienen pares solitarios tienen ángulos de unión ligeramente distorsionados del ideal. Las estructuras tetraédricas perfectas tienen ángulos de 109,5°, pero los ángulos observados en el amoníaco (107,3°) y el agua (104,5°) son ligeramente más pequeños. Otros ejemplos de hibridación sp3 incluyen CCl₄, PCl₃ y NCl₃.

Este texto ha sido adaptado deOpenstax, Química 2e, Sección 8.2: Orbitales Atómicos Híbridos.