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La fisica y quimica

9.5: Orbitales híbridos


     

         

 

 

 

 

 

 

 

         

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        9.5: Orbitales híbridos
 

                

                
                     

                
            
         

                 

 

 

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    La teoría del enlace de valencia localizada utiliza un proceso llamado hibridación , en el que los orbitales atómicos que son similares en energía pero no equivalentes se combinan matemáticamente para producir conjuntos de orbitales equivalentes que son adecuadamente orientado a formar enlaces. Estas nuevas combinaciones se denominan orbitales atómicos híbridos porque se producen combinando ( hibridando ) dos o más orbitales atómicos del mismo átomo.

     

    Hibridación de s y p Orbitales

     

    En BeH 2 , podemos generar dos orbitales equivalentes combinando el orbital 2 s de berilio y cualquiera de los tres orbitales degenerados 2 p . Al tomar la suma y la diferencia de Be 2 s y 2 p z orbitales atómicos, por ejemplo, producimos dos nuevos orbitales orbitales. con lóbulos mayores y menores orientados a lo largo de los ejes z , como se muestra en la Figura ( PageIndex {1} ).

     

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    Figura ( PageIndex {1} ) : 19459166] La posición del núcleo atómico con respecto a un orbital sp híbrido. El núcleo en realidad está ubicado ligeramente dentro del lóbulo menor, no en el nodo que separa los lóbulos mayor y menor.

     

    Debido a que la diferencia A – B también se puede escribir como A + (−B), en la Figura ( PageIndex {2} ) y en las figuras posteriores hemos invertido la (s) fase (s) del ser orbital restado, que es lo mismo que multiplicarlo por -1 y sumar. Esto nos da la ecuación ref {9.5.1b}, donde el valor ( frac {1} { sqrt {2}} ) se necesita matemáticamente para indicar que los 2 s y 2 orbitales p contribuyen igualmente a cada orbital híbrido.

     

    [sp = dfrac {1} { sqrt {2}} (2s + 2p_z) label {9.5.1a} ]

     

    y

     

    [sp = dfrac {1} { sqrt {2}} (2s – 2p_z) label {9.5.1b} ]

     

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    Figura ( PageIndex {2} ): La formación de sp Orbitales híbridos. Tomando la suma y la diferencia de un ns y un np orbital atómico donde n = 2 da dos equivalentes sp orbitales híbridos orientados a 180 ° el uno al otro.

     

    El núcleo reside justo dentro del lóbulo menor de cada orbital. En este caso, los nuevos orbitales se denominan híbridos sp porque están formados por uno s y un p orbital. Los dos nuevos orbitales son equivalentes en energía, y su energía está entre los valores de energía asociados con los orbitales puros s y p , como se ilustra en este diagrama:

     

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    Figura ( PageIndex {3} ). cada orbital sp en Be tiene la orientación correcta para que los lóbulos principales se superpongan con el orbital atómico 1 s de un átomo de H. La formación de dos enlaces Be – H energéticamente equivalentes produce una molécula lineal (BeH_2 ). Así, la teoría del enlace de valencia hace lo que ni la estructura electrónica de Lewis ni el modelo VSEPR son capaces de hacer; explica por qué los enlaces en (BeH_2 ) son equivalentes en energía y por qué (BeH_2 ) tiene una geometría lineal.

     

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    Figura ( PageIndex {3} ): Explicación de la unión en BeH 2 Usando sp Orbitales híbridos. Cada orbital híbrido sp ocupado individualmente en berilio puede formar un enlace de par de electrones con el orbital 1 s ocupado individualmente de un átomo de hidrógeno. Debido a que los dos orbitales híbridos sp están orientados en un ángulo de 180 °, la molécula BeH 2 es lineal.

     

    Debido a que tanto la promoción como la hibridación requieren un aporte de energía, la formación de un conjunto de orbitales atómicos híbridos individualmente ocupados es energéticamente cuesta arriba. El proceso general de formación de un compuesto con orbitales híbridos será energéticamente favorable solo si la cantidad de energía liberada por la formación de enlaces covalentes es mayor que la cantidad de energía utilizada para formar los orbitales híbridos (Figura ( PageIndex {4} )). Como veremos, algunos compuestos son altamente inestables o no existen porque la cantidad de energía requerida para formar orbitales híbridos es mayor que la cantidad de energía que se liberaría por la formación de enlaces adicionales.

     

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    Figura ( PageIndex {4} ): Un proceso hipotético escalonado para la formación de BeH 2 a partir de un átomo gaseoso y dos gases gaseosos H átomos. La promoción de un electrón desde el orbital de berilio 2 s a uno de los orbitales 2 p es enérgicamente cuesta arriba. El proceso general de formar una molécula BeH 2 a partir de un átomo Be y dos átomos H será, por lo tanto, energéticamente favorable solo si la cantidad de energía liberada por la formación de los dos Be – H los bonos son mayores que la cantidad de energía requerida para la promoción y la hibridación.

     

    El concepto de hibridación también explica por qué el boro, con un 2 s 2 2 p 1 configuración electrónica de valencia, forma tres se une con flúor para producir BF 3 , según lo previsto por los enfoques de Lewis y VSEPR. Con solo un electrón no apareado en su estado fundamental, el boro debería formar solo un enlace covalente. Sin embargo, mediante la promoción de uno de sus electrones de 2 s a un orbital 2 p desocupado, seguido de la hibridación de los tres orbitales ocupados individualmente (los 2 s ] y dos orbitales 2 p ), el boro adquiere un conjunto de tres orbitales híbridos equivalentes con un electrón cada uno, como se muestra aquí:

     

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    Figura ( PageIndex {5} )). Debido a que los orbitales atómicos híbridos se forman a partir de uno s y dos p orbitales, se dice que el boro es sp 2 (pronunciado “sp-two” o “sp-squared”). Los orbitales atómicos híbridos 2 pueden solaparse con los orbitales individualmente ocupados en cada uno de los tres átomos de F para formar una estructura plana trigonal con tres equivalentes energéticamente equivalentes B – F enlaces.

     

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    Figura ( PageIndex {5} ): Formación de sp 2 Orbitales híbridos. Combinando un ns y dos np orbitales atómicos da tres equivalentes sp 2 orbitales híbridos en una disposición plana trigonal; es decir, orientados a 120 ° entre sí.

     

    Mirando las 2 s 2 2 p 2 configuración electrónica de valencia de carbono, podríamos esperar que el carbono use sus dos 2 pares p electrones para formar compuestos con solo dos enlaces covalentes. Sin embargo, sabemos que el carbono típicamente forma compuestos con cuatro enlaces covalentes. Podemos explicar esta aparente discrepancia por la hibridación del orbital 2 s y los tres orbitales 2 p en el carbono para dar un conjunto de cuatro degenerados sp ] 3 (“sp-three” o “sp-cubed”) orbitales híbridos, cada uno con un solo electrón:

     

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    Figura ( PageIndex {6} )). Como todos los orbitales hibridados discutidos anteriormente, los sp 3 orbitales atómicos híbridos se predice que son iguales en energía. Por lo tanto, el metano (CH 4 ) es una molécula tetraédrica con cuatro enlaces C-H equivalentes.

     

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    Figura ( PageIndex {6} ): Formación de sp 3 Orbitales híbridos. Combinando uno ns y tres np orbitales atómicos resulta en cuatro sp 3 orbitales híbridos orientados a 109.5 ° entre sí en una disposición tetraédrica .

     

    Además de explicar por qué algunos elementos forman más enlaces de lo que cabría esperar en función de sus configuraciones de electrones de valencia, y por qué los enlaces formados son iguales en energía, la teoría del enlace de valencia explica por qué estos compuestos son tan estables: la cantidad de energía liberada aumenta con el número de enlaces formados. En el caso del carbono, por ejemplo, se libera mucha más energía en la formación de cuatro enlaces que dos, por lo que los compuestos de carbono con cuatro enlaces tienden a ser más estables que aquellos con solo dos. El carbono forma compuestos con solo dos enlaces covalentes (como CH 2 o CF 2 ), pero estas especies son intermedios altamente reactivos e inestables que solo se forman en ciertas reacciones químicas.

     

     

    La teoría del enlace de valencia explica el número de enlaces formados en un compuesto y las fuerzas de enlace relativas.

     

     

    La unión en moléculas como NH 3 o H 2 O, que tienen pares solitarios en el átomo central, también se puede describir en términos de orbitales atómicos híbridos. En NH 3 , por ejemplo, N, con una configuración de electrones de valencia 2 s 2 2 p 3 , puede hibridar sus 2 s y 2 p orbitales para producir cuatro sp 3 orbitales híbridos. Al colocar cinco electrones de valencia en los cuatro orbitales híbridos, obtenemos tres que están ocupados individualmente y uno con un par de electrones:

     

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    Los tres lóbulos ocupados individualmente sp 3 pueden formar enlaces con tres átomos de H, mientras que el cuarto orbital acomoda el par solitario de electrones. De manera similar, H 2 O tiene un sp 3 átomo de oxígeno hibridado que usa dos lóbulos sp 3 para unirse a dos átomos de H, y dos para acomodar los dos pares solitarios predichos por el modelo VSEPR. Dichas descripciones explican la distribución aproximadamente tetraédrica de pares de electrones en el átomo central en NH 3 y H 2 O. Lamentablemente, sin embargo, la evidencia experimental reciente indica que en NH 3 [ 19459174] y H 2 O, los orbitales hibridados son no totalmente equivalentes en energía, haciendo de este modelo de enlace un área activa de investigación.

     

     

    Ejemplo ( PageIndex {1} )

     

    Utilice el modelo VSEPR para predecir el número de pares de electrones y la geometría molecular en cada compuesto y luego describa la hibridación y la unión de todos los átomos, excepto el hidrógeno.

     

           

    1. H 2 S
    2.      

    3. CHCl 3
    4.  

     

    Dado: dos compuestos químicos

     

    Preguntado por: número de pares de electrones y geometría molecular, hibridación y enlace

     

    Estrategia:

     

           

    1. Usando el enfoque VSEPR para determinar el número de pares de electrones y la geometría molecular de la molécula.
    2.      

    3. A partir de la configuración electrónica de valencia del átomo central, predice el número y tipo de orbitales híbridos que se pueden producir. Rellene estos orbitales híbridos con el número total de electrones de valencia alrededor del átomo central y describa la hibridación.
    4.  

     

    Solución:

     

           

    1. A H 2 S tiene cuatro pares de electrones alrededor del átomo de azufre con dos átomos unidos, por lo que el modelo VSEPR predice una geometría molecular doblada o en forma de V. B El azufre tiene 3 s 2 3 p 4 configuración de electrones de valencia con seis electrones, pero por hibridación sus 3 s y 3 p orbitales, puede producir cuatro sp 3 híbridos. Si los seis electrones de valencia se colocan en estos orbitales, dos tienen pares de electrones y dos están ocupados individualmente. Los dos orbitales híbridos sp 3 que están ocupados individualmente se usan para formar enlaces S – H, mientras que los otros dos tienen pares de electrones solitarios. Juntos, los cuatro orbitales híbridos sp 3 producen una disposición aproximadamente tetraédrica de pares de electrones, que concuerda con la geometría molecular predicha por el modelo VSEPR.
    2.      

    3. A La molécula CHCl 3 tiene cuatro electrones de valencia alrededor del átomo central. En el modelo VSEPR, el átomo de carbono tiene cuatro pares de electrones, y la geometría molecular es tetraédrica. B El carbono tiene una configuración de electrones de valencia de 2 s 2 2 p 2 . Al hibridar sus orbitales 2 s y 2 p , puede formar cuatro sp 3 orbitales hibridados que son iguales en energía. Ocho electrones alrededor del átomo central (cuatro de C, uno de H y uno de cada uno de los tres átomos de Cl) llenan tres sp 3 orbitales híbridos para formar enlaces C-Cl, y uno forma un enlace C – H. De manera similar, los átomos de Cl, con siete electrones cada uno en sus subcapas de valencia 3 s y 3 p , pueden verse como sp 3 hibridada Cada átomo de Cl usa un orbital híbrido sp 3 ocupado individualmente para formar un enlace C-Cl y tres orbitales híbridos para acomodar pares solitarios.
    4.  

     

     

     

    Ejercicio ( PageIndex {1} )

     

    Utilice el modelo VSEPR para predecir el número de pares de electrones y la geometría molecular en cada compuesto y luego describa la hibridación y la unión de todos los átomos, excepto el hidrógeno.

     

           

    1. el BF 4 ion
    2.      

    3. hidrazina (H 2 N – NH 2 )
    4.  

     

         

    Responda a

         

         

    B es sp 3 hibridado; F también se hibrida sp 3 para que pueda alojar un enlace B – F y tres pares solitarios. La geometría molecular es tetraédrica.

         

         

    Respuesta b

         

         

    Cada átomo de N es sp 3 hibridizado y usa uno sp 3 orbital híbrido para formar el enlace N – N, dos para formar enlaces N – H, y uno para acomodar un par solitario. La geometría molecular sobre cada N es piramidal trigonal.

         

     

     

     

     

    El número de orbitales híbridos utilizados por el átomo central es el mismo que el número de pares de electrones alrededor del átomo central.

     

     

    Hibridación con d orbitales

     

    La hibridación no se limita a los ns y np orbitales atómicos. La unión en compuestos con átomos centrales en el período 3 y siguientes también se puede describir usando orbitales atómicos híbridos. En estos casos, el átomo central puede usar su valencia ( n – 1) d orbitales, así como sus ns y np orbitales para formar orbitales atómicos híbridos, lo que le permite acomodar cinco o más átomos unidos (como en PF 5 y SF 6 ). Usando el orbital ns , los tres orbitales np y uno ( n – 1) d da un conjunto de cinco ] sp 3 d orbitales híbridos que apuntan hacia los vértices de una bipirámide trigonal (parte (a) en la Figura ( PageIndex {7} )). En este caso, los cinco orbitales híbridos son no todos equivalentes: tres forman una matriz triangular orientada en ángulos de 120 °, y los otros dos están orientados a 90 ° con respecto a los tres primeros y a 180 ° entre sí .

     

    Del mismo modo, la combinación del orbital ns , los tres orbitales np y dos nd orbitales da un conjunto de seis equivalentes [19459171 ] sp 3 d 2 orbitales híbridos orientados hacia los vértices de un octaedro (parte (b) en la Figura 9.5.6). En el modelo VSEPR, se predice que PF 5 y SF 6 son ​​trigonales bipiramidales y octaédricos, respectivamente, lo que concuerda con una descripción del enlace de valencia en la que sp [ 19459189] 3 d o sp 3 d 2 orbitales híbridos.

     

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    Figura ( PageIndex {7} ): Orbitales híbridos que involucran d Orbitales. La formación de un conjunto de (a) cinco sp 3 d orbitales híbridos y (b) seis sp 3 [ 19459190] d 2 orbitales híbridos de ns , np , y nd donde n. = 4.

     

     

    Ejemplo ( PageIndex {2} )

     

    ¿Cuál es la hibridación del átomo central en cada especie? Describe la unión en cada especie.

     

           

    1. XeF 4
    2.      

    3. SO 4 2−
    4.      

    5. SF 4
    6.  

     

    Dado: tres especies químicas

     

    Preguntado por: hibridación del átomo central

     

    Estrategia:

     

           

    1. Determine la geometría de la molécula utilizando la estrategia del Ejemplo ( PageIndex {1} ). A partir de la configuración electrónica de valencia del átomo central y el número de pares de electrones, determine la hibridación.
    2.      

    3. Coloque el número total de electrones alrededor del átomo central en los orbitales híbridos y describa la unión.
    4.  

     

    Solución:

     

           

    1. A Usando el modelo VSEPR, encontramos que Xe en XeF 4 forma cuatro enlaces y tiene dos pares solitarios, por lo que su estructura es plana cuadrada y tiene seis pares de electrones. Los seis pares de electrones forman una disposición octaédrica, por lo que la Xe debe ser sp 3 d 2 hibridada. B Con 12 electrones alrededor de Xe, cuatro de los seis sp 3 d 2 orbitales híbridos forman Xe– F enlaces, y dos están ocupados por pares de electrones solitarios.
    2.      

    3. A El S en el ión SO 4 2− tiene cuatro pares de electrones y cuatro átomos unidos, por lo que la estructura es tetraédrica. El azufre debe ser sp 3 hibridado para generar cuatro enlaces S – O. B Llenando el sp 3 orbitales híbridos con ocho electrones de cuatro enlaces produce cuatro sp 3 orbital híbrido lleno .
    4.      

    5.      

      A El átomo S en SF 4 contiene cinco pares de electrones y cuatro átomos unidos. La molécula tiene una estructura de balancín con un par solitario:

           

      alt

           

      Para acomodar cinco pares de electrones, el átomo de azufre debe ser sp 3 d hibridado. B Llenar estos orbitales con 10 electrones da cuatro sp 3 d orbitales híbridos que forman enlaces S – F y uno con un par solitario de electrones

           

    6.  

     

     

     

    Ejercicio ( PageIndex {2} )

     

    ¿Cuál es la hibridación del átomo central en cada especie? Describe la unión.

     

           

    1. PCl 4 +
    2.      

    3. BrF 3
    4.      

    5. SiF 6 2−
    6.  

     

         

    Responda a

         

         

    sp 3 con cuatro enlaces P-Cl

         

         

    Responda a

         

         

    sp 3 d con tres enlaces Br – F y dos pares solitarios

         

         

    Responda a

         

         

    sp 3 d 2 con seis enlaces Si – F

         

     

     

     

    La hibridación usando orbitales d permite a los químicos explicar las estructuras y propiedades de muchas moléculas e iones. Sin embargo, como la mayoría de estos modelos, no se acepta universalmente. No obstante, explica una diferencia fundamental entre la química de los elementos en el período 2 (C, N y O) y los del período 3 y menos (como Si, P y S).

     

    Los elementos del período 2 no forman compuestos en los que el átomo central está unido covalentemente a cinco o más átomos, aunque tales compuestos son comunes para los elementos más pesados. Así, mientras que el carbono y el silicio forman tetrafluoruros (CF 4 y SiF 4 ), solo SiF 4 reacciona con F para dar un hexafluoro dianion estable, SiF 6 2− . Debido a que no hay orbitales atómicos 2 d , la formación de CF octaédrica 6 2− requeriría orbitales híbridos creados a partir de 2 s , 2 p y 3 d orbitales atómicos. Los 3 d orbitales de carbono son tan altos en energía que la cantidad de energía necesaria para formar un conjunto de sp 3 d [ 19459189] 2 los orbitales híbridos no pueden ser igualados por la energía liberada en la formación de dos enlaces C – F adicionales. Se espera que estos enlaces adicionales sean débiles porque el átomo de carbono (y otros átomos en el período 2) es tan pequeño que no puede acomodar cinco o seis átomos F a longitudes de enlace C-F normales debido a repulsiones entre electrones en átomos de flúor adyacentes. Quizás no sea sorprendente, entonces, especies como CF 6 2− nunca se han preparado.

     

     

    Ejemplo ( PageIndex {3} ): ( ce {OF4} )

     

    ¿Cuál es la hibridación del átomo de oxígeno en OF 4 ? ¿Es probable que OF 4 exista?

     

    Dado: compuesto químico

     

    Preguntado por: hibridación y estabilidad

     

    Estrategia:

     

           

    1. Predecir la geometría de OF 4 utilizando el modelo VSEPR.
    2.      

    3. A partir del número de pares de electrones alrededor de O en OF 4 , predice la hibridación de O. Compara el número de orbitales híbridos con el número de pares de electrones para decidir si es probable que exista la molécula.
    4.  

     

    Solución:

     

    A El modelo VSEPR predice que OF 4 tendrá cinco pares de electrones, lo que dará como resultado una geometría bipiramidal trigonal con cuatro pares de enlaces y un par solitario. B Para acomodar cinco pares de electrones, el átomo de O tendría que ser sp 3 d hibridado. El único orbital d disponible para formar un conjunto de sp 3 d orbitales híbridos es un orbital 3 d , que es mucho más alta en energía que los orbitales de oxígeno 2 s y 2 p . Como resultado, es poco probable que exista la molécula OF 4 . De hecho, no se ha detectado.

     

     

     

    Ejercicio ( PageIndex {3} )

     

    ¿Cuál es la hibridación del átomo de boro en (BF_6 ^ {3 -} )? ¿Es probable que este ion exista?

     

         

    Responda a

         

         

    sp 3 d 2 hibridación; no

         

     

     

     

    Resumen

     

    La hibridación aumenta la superposición de los orbitales de enlace y explica las geometrías moleculares de muchas especies cuya geometría no puede explicarse utilizando un enfoque VSEPR. El modelo de enlace localizado (llamado teoría de enlace de valencia ) supone que los enlaces covalentes se forman cuando los orbitales atómicos se superponen y que la fuerza de un enlace covalente es proporcional a la cantidad de solapamiento. También supone que los átomos usan combinaciones de orbitales atómicos ( híbridos ) para maximizar la superposición con los átomos adyacentes. La formación de orbitales atómicos híbridos puede verse como ocurriendo a través de promoción de un electrón de un ns 2 lleno a un subshell vacío [ 19459171] np o ( n – 1) d orbital de valencia, seguido de hibridación , la combinación de los orbitales para dar un nuevo conjunto de ( generalmente) orbitales equivalentes que están orientados adecuadamente para formar enlaces. La combinación de un ns y un np orbital da lugar a dos híbridos sp orientados a 180 °, mientras que la combinación de un ns ] y dos o tres np orbitales producen tres equivalentes sp 2 híbridos o cuatro equivalentes sp 3 híbridos , respectivamente. El enlace en moléculas con más de un octeto de electrones alrededor de un átomo central puede explicarse invocando la participación de uno o dos ( n – 1) d orbitales para dar conjuntos de cinco sp 3 d o seis sp 3 d 2 orbitales híbridos , capaces de formar cinco o seis enlaces, respectivamente. La orientación espacial de los orbitales atómicos híbridos es consistente con las geometrías predichas usando el modelo VSEPR.