Tabla de hibridacion sp sp2 sp3

Tabla de hibridacion sp sp2 sp3

Cómo identificar la hibridación sp2 sp3

Los enlaces sigma (σ) se forman entre los dos núcleos como se muestra arriba, con la mayoría de la densidad de electrones formando una línea recta entre los dos núcleos. A menudo me refiero a esto como un enlace «cabeza a cabeza».
El carbono del metano tiene la configuración electrónica 1s22s22p2. Según la Teoría del Enlace de Valencia, los electrones que se encuentran en la capa más externa (de valencia) son los que utilizaremos para los solapamientos de enlace. Estos serán los electrones 2s y 2p del carbono.
Como sabes, los electrones p son de mayor energía que los electrones s. Esto significa que los dos electrones p harán enlaces más cortos y fuertes que los dos electrones s, ¿verdad? Pero esto no es lo que vemos. Vemos un metano con cuatro enlaces de igual longitud y fuerza. Entonces, ¿cómo se explica esto? Muy sencillo: Hibridación
Uno de los electrones del orbital s es promovido a la ranura del orbital p abierto en la configuración electrónica del carbono y entonces los cuatro orbitales se «hibridan» a un nivel de energía uniforme como 1s + 3p = 4 sp3
Averiguar cuál es la hibridación en una molécula parece que sería un proceso difícil, pero en realidad es bastante sencillo. Dado que la hibridación se utiliza para realizar solapamientos atómicos, el conocimiento del número y tipos de solapamientos que realiza un átomo nos permite determinar el grado de hibridación que tiene. En otras palabras, basta con contar el número de enlaces o pares de electrones solitarios alrededor de un átomo central para determinar su hibridación.

Hibridación sp, sp2, sp3

El término «hibridación sp3» se refiere al carácter mixto de un orbital 2s y tres orbitales 2p para crear cuatro orbitales híbridos con características similares. Para que un átomo esté hibridado sp3, debe tener un orbital s y tres orbitales p.
Al trazar cualquiera de estas cuatro funciones de onda se obtiene una representación de un orbital sp3. Cada orbital híbrido consta de un lóbulo grande y otro pequeño, que apuntan en dos direcciones opuestas (figura 1).
Cuando se combinan las gráficas de las cuatro funciones de onda, la imagen resultante muestra la disposición tetraédrica de los cuatro orbitales híbridos sp3 alrededor del átomo central. Debido a la geometría molecular tetraédrica, los ángulos de enlace calculados entre 1 y 2, 1 y 3, 1 y 4, 2 y 3, 2 y 4, y 3 y 4 son aproximadamente iguales a 109,5o (figura 2).
Cada orbital sp3 tiene 1 parte de carácter s por 3 partes de carácter p. En otras palabras, tiene un 25% de carácter s y un 75% de carácter p. Como el orbital s está más cerca del núcleo y, por tanto, tiene menos energía que el orbital p, los electrones de las especies hibridadas sp3 se mantienen más lejos del núcleo que los de las especies hibridadas sp2 (33% de carácter s) y sp (50% de carácter s). Cuanto más cerca están los electrones del núcleo, más estables son. Por lo tanto, al llevar la carga negativa, las especies sp3 son menos estables que las especies sp2 y sp. Dicho de otro modo, las especies sp3 tienen menos probabilidades de desprotonarse (dejando un par de electrones).

Forma de hibridación sp2

En química, la hibridación de orbitales (o hibridación) es el concepto de mezcla de orbitales atómicos en nuevos orbitales híbridos (con energías, formas, etc., diferentes de los orbitales atómicos componentes) adecuados para el emparejamiento de electrones para formar enlaces químicos en la teoría del enlace de valencia. Por ejemplo, en un átomo de carbono que forma cuatro enlaces simples, el orbital s de la corteza de valencia se combina con tres orbitales p de la corteza de valencia para formar cuatro mezclas sp3 equivalentes que se disponen en un arreglo tetraédrico alrededor del carbono para enlazarse a cuatro átomos diferentes. Los orbitales híbridos son útiles para explicar la geometría molecular y las propiedades de los enlaces atómicos y están dispuestos simétricamente en el espacio. Normalmente, los orbitales híbridos se forman mezclando orbitales atómicos de energías comparables[1].
El químico Linus Pauling desarrolló por primera vez la teoría de la hibridación en 1931 para explicar la estructura de moléculas sencillas como el metano (CH4) utilizando orbitales atómicos[2] Pauling señaló que un átomo de carbono forma cuatro enlaces utilizando un orbital s y tres p, por lo que «podría inferirse» que un átomo de carbono formaría tres enlaces en ángulo recto (utilizando orbitales p) y un cuarto enlace más débil utilizando el orbital s en alguna dirección arbitraria. En realidad, el metano tiene cuatro enlaces C-H de fuerza equivalente. El ángulo entre dos enlaces cualesquiera es el ángulo de enlace tetraédrico de 109°28′ [3] (aproximadamente 109,5°). Pauling supuso que en presencia de cuatro átomos de hidrógeno, los orbitales s y p forman cuatro combinaciones equivalentes que denominó orbitales híbridos. Cada híbrido se denota sp3 para indicar su composición, y se dirige a lo largo de uno de los cuatro enlaces C-H.[4] Este concepto se desarrolló para sistemas químicos tan simples, pero el enfoque se aplicó posteriormente de forma más amplia, y hoy se considera una heurística eficaz para racionalizar las estructuras de los compuestos orgánicos. Proporciona una imagen orbital simple equivalente a las estructuras de Lewis.

Forma de hibridación sp

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, necesitamos un modelo más detallado. Como ejemplo, consideremos la molécula de agua, en la que tenemos un átomo de oxígeno que se une a dos átomos de hidrógeno. El oxígeno tiene la configuración electrónica 1s22s22p4, con dos electrones no apareados (uno en cada uno de los dos orbitales 2p). La teoría del enlace de valencia predeciría que los dos enlaces O-H se forman a partir del solapamiento de estos dos orbitales 2p con los orbitales 1s de los átomos de hidrógeno. Si este fuera el caso, el ángulo de enlace sería de 90°, como se muestra en la Figura 1, porque los orbitales p son perpendiculares entre sí. Las pruebas experimentales muestran que el ángulo de enlace es de 104,5°, no de 90°. La predicción del modelo de la teoría del enlace de valencia no coincide con las observaciones del mundo real de una molécula de agua; se necesita un modelo diferente.
Figura 1.  El solapamiento hipotético de dos de los orbitales 2p de un átomo de oxígeno (rojo) con los orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno (azul) produciría un ángulo de enlace de 90°. Esto no concuerda con las pruebas experimentales[1].

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