Hibridación de orbitales atómicos

Podemos utilizar las estructuras de puntos de Lewis para determinar los patrones de enlace en las moléculas. A continuación, podemos utilizar VSEPR para predecir las formas moleculares, basándonos en los pares de electrones de valencia de las estructuras de Lewis. Una vez que conocemos la forma molecular, podemos empezar a observar las propiedades físicas de los compuestos. Por ejemplo, ahora deberíamos ser capaces de predecir qué moléculas serán polares. La polaridad existe cuando hay una separación de cargas dentro de una molécula. Esto surge de los enlaces polares dentro de la molécula, debido a las diferencias en los valores de electronegatividad entre los átomos enlazados. Por ejemplo, el HF es un compuesto polar. El flúor es mucho más electronegativo que el hidrógeno y el par de electrones de enlace compartido pasará más tiempo cerca del núcleo de F, que cerca del núcleo de H.

La dirección de un momento dipolar (desequilibrio de carga) suele indicarse mediante la presencia de una flecha, como se muestra a continuación para el HF.

Esto indica que el H llevará una carga parcial positiva (d+)y el F llevará una carga parcial negativa (d -). Todas las moléculas diatómicas que contengan átomos de diferente electronegatividad serán moléculas polares. Esto afectará a sus propiedades físicas (puntos de fusión y ebullición, solubilidad, etc.).

En las moléculas más grandes (más de dos átomos), la polaridad del compuesto global estará determinada por la presencia de enlaces polares y la forma molecular.

Por ejemplo, podemos comparar el dióxido de carbono, CO2, con el dióxido de azufre, SO2. Sus estructuras de Lewis se muestran a continuación.

El carbono y el azufre tienen la misma electronegatividad, mucho menor que la del oxígeno. Por tanto, en ambos compuestos los enlaces serán igualmente polares. Sin embargo, tienen propiedades físicas muy diferentes, el CO2 hierve a -78oC, y el SO2 hierve a +22,8oC, una diferencia de 100. Esto debe depender de algo más que la presencia de los dos enlaces polares en cada molécula. Lo que hace la diferencia es la forma molecular.

CO2 será una molécula lineal, porque sólo hay dos pares de electrones en el átomo de carbono central. Tendrá la forma que se muestra a continuación.

Como indican las flechas, hay dos enlaces muy polares en esta molécula. Sin embargo, debido a la forma molecular del CO2, apuntan en direcciones opuestas y se anulan. El CO2 es un compuesto no polar, debido a su forma molecular.

A continuación se muestra la forma de una molécula de SO2. Su geometría molecular será trigonal debido a los tres pares de electrones de valencia del azufre, dos pares de enlace y un par solitario. Esto le dará una forma bentmolecular. En esta molécula, los dipolos no apuntan en direcciones opuestas y no se anulan. De hecho, se sumarán y darán un momento dipolar neto. El SO2 es un compuesto polar, lo que explica (como pronto veremos) su elevado punto de ebullición.

(Quiz Para un ejemplo similar, dibuje las estructuras de Lewis del BF3(-99) y del NH3 (-33)

Otra indicación de la importancia de la forma molecular puede verse comparando las propiedades físicas del CHCl3 y del CCl4. El CHCl3 se disuelve en agua y el CCl4 no. ¿Por qué?

Ambos tendrán geometrías tetraédricas, con 4 pares de electrones de valencia en cada C. Los enlaces C-Cl serán todos polares. Sus formas se muestran a continuación.

En la molécula de CHCl3, los tres enlaces polares C-Cl se suman (adición vectorial) para dar un momento dipolar neto a la molécula. En el CCl4 , los cuatro enlaces polares C-Cl se anulan, lo que hace que sea una molécula no polar. El agua es un disolvente polar, que sólo interactúa con otras especies polares, «le gusta disolverse».

Teoría de enlaces de valencia

Podemos utilizar VSEPR para predecir las geometrías moleculares y las propiedades físicas de las moléculas. Lo que este modelo no explica es la naturaleza del enlace químico, las propiedades químicas de las moléculas. La teoría de Lewis propuso que los enlaces químicos se forman cuando los átomos comparten pares de electrones. La teoría de los enlaces de valencia describe cómo los orbitales de las especies enlazadas se fusionan (solapan) para concentrar la densidad de electrones entre los átomos y formar enlaces químicos. En el caso del H2, los orbitales 1s, cada uno de los cuales contiene un electrón, se superponen para formar el enlace H-H.

Ahora, consideremos el metano, CH4. La estructura de Lewis es:

VSEPR predice una forma tetraédrica, basada en los cuatro átomos unidos al átomo central.

Los átomos de hidrógeno tienen la configuración electrónica 1s1.

Los átomos de carbono tienen la configuración electrónica 2s2 2p2.

Cada uno de los átomos de hidrógeno puede aportar 1 electrón a un enlace C-H. Sin embargo, sólo hay dos orbitales p en los átomos de carbono que tienen electrones no apareados, y es necesario formar cuatro enlaces C-H equivalentes. Para crear cuatro orbitales de enlace equivalentes en el carbono, las funciones de onda atómicas, Y, para los orbitales 2s y tres 2p se mezclan matemáticamente, para dar nuevas funciones de onda moleculares, y orbitales moleculares. La mezcla de un orbital con tres porbitales producirá cuatro orbitales híbridos, llamados orbitales sp3. La forma y orientación de estos nuevos orbitales moleculares se muestran a continuación:

Los orbitales moleculares, Los orbitales sp3 están dispuestos en un tetraedro, con ángulos de enlace de 109.5o. Cada uno de los orbitales 1s del H se solapará con uno de estos orbitales híbridos para dar la geometría tetraédrica prevista y la forma del metano,CH4.

La hibridación también cambia los niveles de energía de los orbitales. El orbital 2s del carbono es de menor energía que los orbitales 2p, ya que es más penetrante.

Después de la hibridación, los cuatro orbitales híbridos tienen la misma energía, menor que los orbitales p, pero mayor que los orbitales s. Los cuatro electrones de valencia del carbono pueden añadirse al diagrama de energía ( ). Cada uno de los hidrógenos tiene un electrón de valencia en su orbital 1s ( ). Estos se emparejarán con los electrones del carbono para formar cuatro enlaces s(sigma). Se llaman enlaces sigma (en griego fors) porque se forman a partir de orbitales hibridados, que resultan de los orbitales s.

El solapamiento de los orbitales s del hidrógeno y los orbitales sp3 del carbono sitúa la densidad de electrones directamente entre los núcleos. Esta es una propiedad de los enlaces s.

Ahora podemos ver el enlace en el amoníaco, NH3. La estructura de Lewis se muestra a continuación.

VSEPRpredice una geometría tetraédrica (un par solitario y tres pares de electrones de enlace) y una forma piramidal trigonal. De nuevo necesitaremos cuatro orbitales híbridos, obtenidos por la mezcla de un orbital atómico s y tres p en el nitrógeno. El nitrógeno tiene cinco electrones de valencia ( ).

Tres átomos de hidrógeno con un electrón no apareado cada uno ( ) solaparán sus orbitales 1s con los tres orbitales sp3 disponibles en el nitrógeno. Esto conduce a la formación de tres enlaces s y un par de electrones solitarios que ocupan el cuarto orbital molecular híbrido.

A continuación, consideremos el SF4. La estructura de Lewis se muestra a continuación.

VSEPR predice una geometría trigonalbipiramidal (un par solitario y 4 pares de enlace) y una forma de sierra. Para tener cinco orbitales híbridos, necesitamos mezclar cinco orbitales atómicos del azufre. Los orbitales p de la arena dan un total de sólo 4 orbitales híbridos (uno s + 3p), por lo que ahora añadiremos un dorbital a la mezcla. Como el azufre está en el período 3 (n = 3), tendrá cinco orbitales d. La mezcla de uno de los orbitales d con los otros cuatro orbitales atómicos (s y tres p) dará una hibridación llamada dsp3, que proporciona cinco orbitales moleculares equivalentes.

Los átomos de flúor están hibridados sp3 (3 pares solitarios y un par de enlace), y el solapamiento de cada orbital sp3 del flúor con un orbital dsp3 del azufre formará un enlace s.

Para los compuestos, como el SF6, que requieren seis orbitales moleculares equivalentes, se mezclan seis orbitales atómicos, s + p+ p+ p+ d+ d. Estos tendrían hibridación d2sp3 y formarían seis enlaces s.

A continuación podemos observar el formaldehído,CH2O. Su estructura de Lewis se muestra a continuación:

VSEPR predice que este compuesto tendrá una geometría y una forma planas trigonales, ya que hay tres átomos enlazados al átomo de carbono central, y ningún par solitario. Esto significa que debe haber tres orbitales moleculares equivalentes. Siguiendo el método que utilizamos en los ejemplos anteriores, mezclaremos 3 orbitales atómicos para formar 3 orbitales moleculares hibridados.

Llamamos a los orbitales hibridados orbitales sp2, ya que mezclamos el s con dos de los tres orbitales atómicos p. Los orbitales sp2 tienen la geometría planar trigonal prevista. Obsérvese que uno de los porbitals no se modificó en la hibridación, y tiene un nivel de energía más alto que los orbitales hibridizados. El orbital p no hibridado es perpendicular al plano de los orbitales sp2, como se muestra a continuación.

Ahora podemos rellenar los cuatro electrones de valencia del carbono.

Ahora podemos añadir electrones de H y O para formar los cuatro enlaces. Tres de los enlaces serán equivalentes en energía, pero el cuarto enlace es diferente. No está formado por los orbitales hibridados (enlace s) sino que se formará por la superposición de orbitales p no hibridados. Esto se llamará un enlace p (pi es la palabra griega parap).

La estructura de Lewis para el formaldehído muestra que el oxígeno tiene dos pares solitarios y un enlace con el carbono central. De nuevo, esto requiere 3 orbitales de enlace equivalentes, hibridación sp2.

La configuración de electrones en los orbitales hibridados muestra que dos de los orbitales estarán ocupados por pares de electrones solitarios y el tercer orbital sp2 formará un enlace s con el carbono. Los orbitales p no hibridados en C y Owill forman un enlace p.

Los enlaces en los diagramas están codificados por colores. Los enlaces rojos son enlaces s, con los electrones compartidos mantenidos directamente entre los átomos. El enlace azul es un enlace p, formado por el solapamiento lateral de los orbitales p no hibridados del C y el O. Estos electrones no se mantienen directamente entre los átomos enlazados. En su lugar, se mantienen en una nube suelta de densidad electrónica por encima y por debajo del eje del enlace. Debido a este escaso solapamiento, los enlaces p son más débiles que los s y tienen una mayor energía potencial, lo que los hace inestables. Los dobles enlaces están formados por un enlace s y un enlace p.

VSEPR predice que el formaldehído es un compuesto planar trigonal, con 120 ángulos de enlace. Las moléculas con hibridación sp2 tienen 120 ángulos de enlace. La estructura del formaldehído se muestra a continuación.

Es un compuesto polar debido a la electronegatividad del oxígeno y a la forma molecular del formaldehído.

La estructura de Lewis del dióxido de carbono se muestra a continuación, de nuevo con los enlaces codificados por colores.

Cada átomo tiene un octeto de electrones. El carbono está haciendo 2 enlaces s y 2 enlaces p con los átomos de oxígeno. Los 2 enlaces s indican que hay 2 orbitales moleculares equivalentes formados. Para formar 2 orbitales moleculares híbridos, necesitamos mezclar 2 orbitales atómicos, un sorbital y un orbital p. Los orbitales híbridos resultantes se llaman esfíbridos. El ángulo entre ellos es de 180o haciendo que el CO2 sea una molécula alineada como predice VESPR. Los dos porbitales no hibridados del carbono forman enlaces p con los átomos de oxígeno.

A continuación se muestra el diagrama de energía del carbono en el CO2.

Cómo es la hibridación del oxígeno en el CO2. Cada oxígeno tiene dos pares de solones y forma un enlace s y un enlace p. Esto significa que debe haber tres orbitales hibridizados y un orbital p no hibridizado para hacer el enlace p. Esto es hibridación sp2.

Cuando se consideran moléculas con más de un octeto de electrones alrededor del átomo central, necesitaremos involucrar los orbitales d. Un ejemplo de esto es el PCl5.

VSEPR predice una geometría bipiramidal trigonal ya que hay cinco grupos alrededor del átomo central. Para tener cinco orbitales moleculares, tendremos que mezclar cinco orbitales atómicos, uno s + tres p + uno d. Esto se llama hibridación dsp3. Las formas y la orientación de estos orbitales se muestran a continuación, junto a la estructura del PCl5

Por último, llegamos a las moléculas con seis orbitales alrededor del átomo central. Un ejemplo es el SF6, cuya estructura de Lewis se muestra a continuación.

Necesitamos seis orbitales moleculares así que mezclamos seis orbitales atómicos, uno s + tres p + dos d para dar la hibridación d2sp3 y la geometría octaédrica.