Al observar los átomos unidos químicamente dentro de las moléculas, y recordar lo que habíamos aprendido sobre los orbitales electrónicos de los átomos individuales y cómo se organizan de una determinada manera, uno no puede evitar detenerse y preguntarse si no hemos perdido algún paso intermedio, conceptualmente hablando.
Ciertamente, no se trata de un pequeño salto entre el átomo y la molécula. En todo caso, es un tema tan amplio que muchos se sienten intimidados por él; pero, en realidad, no es tan difícil de aprender. En este artículo, veremos todo sobre los orbitales híbridos, las diferentes teorías, los diferentes tipos de estados de hibridación y algunos ejemplos.
- Este artículo trata sobre la hibridación de orbitales.
- En primer lugar, veremos la definición de los orbitales híbridos: qué son los orbitales híbridos y qué representan.
- Posteriormente, estudiaremos la teoría de los orbitales híbridos y su proceso.
- A continuación, analizaremos el orbital híbrido sp: qué es, en qué consiste el proceso de hibridación y por qué es necesario.
- Después, la tabla de Orbitales Híbridos: geometría molecular e hibridación.
- Para terminar, aprenderás qué es el diagrama de Orbitales Híbridos: niveles de energía e hibridación.
¿Qué es un orbital?
Vamos a desglosar la explicación en dos simples partes: orbital e híbrido. Repasemos lo que es un orbital.
Un orbital es la porción de espacio tridimensional dispuesta alrededor del núcleo, dentro de la cual tenemos una alta probabilidad (más del 90%) de encontrar el electrón.
Por lo tanto, si decimos que el orbital es un híbrido:
Híbrido significa un cruce entre dos tipos diferentes de orbitales que resultan en características (gracias a esta mezcla) diferentes de los dos orbitales de los que derivan.
Debes tener clara la diferencia entre los términos orbital y órbita:
La órbita indica una trayectoria definida y predecible, mientras que el orbital está asociado a la naturaleza ondulatoria del propio electrón; la información que contiene el orbital se limita a la densidad del electrón punto por punto.
Para tener una idea visual de esta densidad, imagina una nube centrada en el núcleo. La densidad de la nube representa la probabilidad de encontrar el electrón en cada uno de sus puntos; por tanto, las regiones que aparecen más densas son aquellas en las que es más probable encontrar el electrón.
¿Cómo se relacionan estas dos palabras? Pues bien, los orbitales atómicos pueden formar orbitales híbridos. Se ha planteado la hipótesis de que estos explican la forma que adoptan algunas moléculas, que no se corresponde con lo que cabría esperar a partir de la configuración electrónica de los átomos.
Profundicemos en ciertos detalles, para tener una comprensión de 360º del tema que nos ocupa, empezando por los tipos de orbitales:
Orbitales atómicos s y orbitales atómicos p
A estas alturas, ya sabes que el átomo está compuesto por un núcleo (con protones y neutrones) y una zona de espacio que rodea al núcleo, donde se mueven los electrones. Esta nube electrónica está dividido en siete niveles concéntricos. Estos se numeran comenzando por el más cercano al núcleo (que será el nivel 1) y subiendo hacia el nivel 7. Podríamos comparar estos niveles con los pisos de una casa.
Ahora bien, cada nivel está dividido en subniveles llamados orbitales. Los orbitales, básicamente, son zonas caracterizadas por formas precisas, en las que se divide cada nivel:
- En el primer nivel energético se define el volumen de espacio más cercano al núcleo, y se divide en un único subnivel (orbital): el orbital s, que tiene forma esférica. Aquí no pueden alojarse más de dos electrones.
- En el segundo nivel de energía, se encuentran 8 electrones. En realidad, se trata de dos subniveles: el primero, con 2 electrones (1 orbital s) y el segundo, con 6 electrones (3 orbitales p, caracterizados por una forma similar a la de dos gotas opuestas a las puntas, como si fueran un reloj de arena), para un total de 8 electrones.
En total, hay tres relojes de arena: los tres ejes de dirección x, y, z.
- En el tercer nivel hay 2 + 6 + 10 electrones (3 subniveles: 1 orbital s + 3 orbitales p + 5 orbitales d), para un total de 18 electrones.
- En el cuarto nivel hay 2 + 6 + 10 + 14 electrones (4 subniveles: orbital s + 3 orbitales p + 5 orbitales d + 7 orbitales f), para un total de 32 electrones.
Por lo tanto, cada nivel de energía se divide en subniveles u orbitales. El primer orbital esel más cercano al núcleo y es siempre el orbital s, que tiene forma esférica. El segundo es siempre el orbital p, el tercero será el d y, así, sucesivamente, siguiendo el esquema s-p-d-f.
El orbital, de hecho, es la zona donde es más probable que se encuentre un electrón.
Sin embargo, cada orbital puede contener un número máximo de electrones:
- En el orbital s, el esférico, solo caben dos electrones.
- En el orbital p, hay espacio para seis electrones (ya que solo puede haber dos electrones en cada capa. El p está dividido en px, py y pz, con 2 electrones en cada uno; eso da un total de 6).
- En el orbital d hay 5 orbitales; por lo tanto, puede tener un máximo de electrones.
Cualquier orbital solo puede albergar un máximo de dos electrones: uno de espín hacia arriba y otro de espín hacia abajo. No podemos tener dos electrones que tengan el mismo valor o misma orientación del spin. Eso sería una violación del Principio de Exclusión de Pauli.
Por ejemplo, en el 4º nivel (s, p, d y f) se puede tener un número máximo de electrones, igual a 2 + 6 + 10 + 14 = 32 electrones.
Fig. 2: Niveles de energía
El orden de llenado no es el que cabría esperar. Es decir, 1er nivel, orbital s; 2º nivel, s y p; 3er nivel, s, p y d; 4º nivel s, p, d , f .. y, así, sucesivamente.
El orden real de llenado de los orbitales es este: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10... Este orden concreto depende de las energías de los orbitales. El número que aparece inmediatamente después de la letra que indica el tipo de orbital, muestra cuántos electrones contiene, y puede ser menor que el número máximo de electrones que puede contener en el caso de las configuraciones electrónicas de los elementos particulares.
Por lo tanto, podemos definir los orbitales híbridos así:
Los orbitales híbridos son un modelo que combina los orbitales atómicos de un mismo átomo de forma, que crea un nuevo conjunto de orbitales con geometrías adecuadas para formar enlaces.
¿Qué es la teoría de los orbitales híbridos?
Curiosamente, ¡Los orbitales híbridos se basaron, en realidad, en las direcciones sugeridas por la teoría del modelo RPECV! Averigüemos de qué se trata.
Teoría del modelo RPECV
La teoría RPECV (por sus siglas en inglés de Valence Shell Electron Pair Repulsion) nos permite estudiar la geometría de una molécula compuesta por más de dos átomos, con base en la repulsión electrostática de los pares de electrones en la capa de valencia.
Según esa teoría, los dobletes de electrones (compartidos y no compartidos) se disponen alrededor de un átomo central, en direcciones que minimizan la repulsión entre los electrones, o lo más lejos posible de ellos.
Los electrones están todos cargados negativamente. Por lo tanto, al tener la misma carga electrostática, se repelen entre sí.
Las direcciones de los orbitales forman ángulos de enlace característicos de la molécula. Por lo tanto, ¡se puede deducir la forma de una molécula, por el número de pares de electrones presentes en la capa de valencia del átomo central!
La teoría RPECV suele compararse y contrastarse con la teoría del enlace de valencia, que define la geometría molecular analizando los orbitales que son energéticamente adecuados para formar un enlace.
- La teoría del enlace de valencia se refiere a la formación de enlaces sigma y pi.
- La teoría de los orbitales moleculares, por su parte, es otro modelo que permite predecir la disposición espacial de los átomos y electrones que componen las moléculas poliatómicas y los iones.
Sin embargo, la teoría RPECV ha sido criticada a menudo por no tener resultados cuantitativos, aunque sí estructuralmente precisos, para las moléculas formadas por enlaces covalentes.
En la teoría RPECV se utiliza el método AXE para el recuento de electrones. El acrónimo AXE significa:
- A: átomo central, que siempre es 1.
- X: número de enlaces sigma entre el átomo central y los demás átomos
- E: número de pares de electrones no enlazantes.
- La suma de X y E, definida como número estérico, está también asociada al número total de orbitales hibridados considerados por la teoría del enlace de valencia.
Fig. 3: Modelo de la teoría RPECV.
Hagamos un ejemplo, para que se entienda bien:
En la molécula BeCl2, el átomo de berilio (Be) está unido a dos átomos de cloro (Cl). La configuración electrónica del berilio es 2s2, mientras que la del átomo de cloro es 3s2 3p5.
Entonces, se forman dos enlaces covalentes (dos pares de enlaces enlazantes) entre el átomo de berilio (átomo central) y los átomos de cloro.
Fig. 4: Estructura de Lewis del BeCl2.
No hay pares de enlaces no enlazantes en el átomo de berilio.
¿Cuál es la forma de la molécula? Los dos pares de electrones tienden a moverse lo más lejos posible el uno del otro. Por lo tanto, se dirigen direcciones opuestas con ángulos de enlace de 180°.
Fig. 5: Geometría molecular del BeCl2.
Por lo tanto, la estructura de la molécula de BeCl2 adopta una forma lineal.
Significado de sp
En algunos casos, los átomos cambian sus orbitales del estado básico (s, p, d) a un estado híbrido, para formar más enlaces químicos con otros átomos. De hecho, los enlaces químicos se originan a partir de los electrones no apareados de los orbitales atómicos s, p, d; estos se llaman orbitales de estado básico, y se superponen entre sí. Sin embargo, también puede ocurrir que el átomo desplace electrones en los orbitales para aumentar el número de electrones no apareados, u orbitales vacíos.
¿Cómo llamamos a todo este proceso?
La hibridación es un proceso matemático, mediante el cual dos o más orbitales atómicos se combinan para obtener nuevos orbitales, que también son atómicos. Esto ocurre cuando el átomo recibe energía del exterior.
Hay poca distancia entre los orbitales s, p, d. Por ello, una pequeña tensión puede hacer que el electrón salte de un orbital a otro más externo. En este caso, el átomo se denomina átomo excitado. La energía necesaria para transformar los orbitales desde el estado básico al estado híbrido se denomina energía de promoción o energía de hibridación.
Pero, ¿por qué los átomos hacen esto? Bueno, piénsalo así: si tienes la oportunidad de utilizar algo y así hacerte más poderoso que tus compañeros, ¿no lo harías? Los átomos utilizan la hibridación, precisamente, por esa razón: ¡para hacerse más fuertes!
Los orbitales híbridos surgen de la reorganización de los orbitales fundamentales, con nuevas propiedades y nuevas formas. Es en este estado, el estado híbrido, el átomo puede formar un mayor número de enlaces que en el estado básico.
Desde un punto de vista matemático, cada orbital es una región del espacio identificada por una función matemática. Un orbital híbrido es la combinación lineal de las funciones matemáticas del estado fundamental.
Veamos, realmente, cómo se produce este paso a otro estado: La hibridación.
Fíjate cómo empezamos con las dos flechas en el orbital 2s y un orbital vacío en el 2p. Luego, cuando al darle energía, la flecha se movió para llenar ese orbital lo hizo más estable y menos vacío. Este es el proceso de hibridación.
La forma de los orbitales híbridos permite un mayor solapamiento con los orbitales de otros átomos. Así, da lugar a un enlace químico más fuerte que el enlace formados de los orbitales sin hibridación.
Hibridación: ejemplos
Hibridación sp
En esta hibridación tenemos un orbital s y un orbital p hibridándose para formar dos orbitales híbridos equivalentes de tipo sp. Cada uno de ellos, compuesto por un 50% de caracteres s y un 50% de caracteres p.
Hibridación sp2
En este tipo de hibridación, tenemos un orbital s que se combina con dos orbitales p. Se hibridan y forman tres orbitales híbridos equivalentes de tipo sp2 en niveles de energía iguales. Cada uno de ellos consta de un 33,33% de caracteres s y un 66,66% de caracteres p.
El eteno y el benceno son moléculas planas: los tres orbitales híbridos sp2 se disponen planamente con ángulos de 120°, de manera que el electrón contenido en el orbital p puede solapar el electrón del otro átomo de carbono.
Hibridación sp3:
En este caso, estamos combinando un orbital s con tres orbitales p, para formar cuatro orbitales híbridos equivalentes de tipo sp3. Cada uno de ellos está formado por un 25% de s y un 75% de p.
Cuando se forman los cuatro orbitales híbridos sp3 , apuntan a los vértices de un tetraedro equilátero.
El CH4 (metano), por ejemplo, se forma por superposición de cada orbital híbrido en un orbital de hidrógeno. Moléculas como NH3, H2O tienen el mismo tipo de hibridación y geometría tetraédrica.
Tabla de orbitales híbridos
Orbitales s mezclados | Orbitales p mezclados | Tipo de orbitales híbridos | Número de orbitales híbridos | Geometría de los orbitales híbridos |
1 | 3 | sp3 | 4 | 109.5º (Tetraédrica) |
1 | 2 | sp2 | 3 | 120º (Triangular plana) |
1 | 1 | sp | 2 | 180º (Lineal) |
Tabla 1: Tabla de losa orbitales híbridos.
Diagrama de orbitales híbridos
Un diagrama de orbitales híbridos se encarga de representar los niveles de energía relativos de los orbitales alrededor del átomo central en un complejo molecular. Los niveles de energía de los orbitales híbridos resultantes se sitúan entre los de los orbitales s y p, porque la hibridación produce una mezcla de orbitales s y p.
Hagamos un ejemplo para asegurarnos de que lo entendemos bien:
Determina la hibridación de la molécula H2O
Solución:
Paso 1: Lee la información y dibuja el diagrama de Lewis.
Fig. 7: Estructura de Lewis del H2O.
Paso 2: Determina el número estérico y el número de hibridación.
El átomo de carbono del núcleo está rodeado por dos pares solitarios de átomos de oxígeno y dos átomos de hidrógeno que están conectados a él. Como resultado, el agua tiene un número estérico de oxígeno de 4. Un número estérico de 4 denota, entonces, un átomo de oxígeno hibridado sp3 en el centro.
Paso 3: Dibuja el diagrama orbital híbrido utilizando el número estérico y la hibridación.
Hibridación de Orbitales - Puntos clave
- Los orbitales híbridos son un modelo que combina los orbitales atómicos de un solo átomo de forma que crea un nuevo conjunto de orbitales con geometrías adecuadas para formar enlaces.
- Se pueden formar los siguiente orbitales híbridos:
- Hibridación sp: un orbital s y un orbital p se hibridan para formar dos orbitales.
- Hibridación sp2: tenemos un orbital s que se combina con dos orbitales p. Se hibridan y forman tres orbitales híbridos equivalentes
- Hibridación sp3: estamos combinando un orbital s con tres orbitales p para formar cuatro orbitales híbridos equivalentes de tipo sp3.
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