Hibridació (química)
En química, es coneix com a hibridació a l'interacció de orbitals atòmics dins d'un àtom per a formar nous orbitals híbrits. Els orbitals atòmics híbrits són els que se superposen en la formació dels enllaços, dins de la teoria de l'enllaç de valència, i justifiquen la geometria molecular.
El químic Linus Pauling va desenrollar per primera volta la teoria de l'hibridació en la finalitat d'explicar l'estructura de les molècules com el metà (CH4) en 1931.[1] Este concepte va ser desenrollat per a este tipo de sistemes químics senzills, pero l'enfocament va ser més tart aplicat més àmpliament, i hui es considera una heurística eficaç per a la racionalisació de les estructures de composts orgànics.
Hibridació sp3
L'àtom de carbono té sis electrons: dos s'ubiquen en l'orbital 1s (1s²), dos en el 2s (2s²) i els restants dos en l'orbital 2p (2p²). Per la seua orientació en el pla tridimensional el subnivell 2p té capacitat per a ubicar 6 electrons: 2 en l'orbital Px, dos en l'orbital Py i dos electrons en l'orbital Pz. Els dos últims electrons del carbono s'ubicarien un en el 2px, l'atre en el 2pi i l'orbital 2pz permaneix buit (2px¹ 2pi¹). L'esquema de lo anterior és (cada flecha un electró):
<math>C\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\downarrow}{2s}\; \frac{\uparrow\,}{2p_x}\; \frac{\uparrow\,}{2p_y}\; \frac{\,\,}{2p_Z} </math>
Per a satisfer el seu estat energètic inestable, un àtom de valència com el del carbono, en orbitals parcialment plens (2px i 2pi necessitarien tindre dos electrons) tendix a formar enllaços en atres àtoms que tinguen electrons disponibles. Per això, no és prou simplement colocar un electró en cada orbital necessitat. En la naturalea, este tipo d'àtoms redistribuïxen els seus electrons formant orbitals híbrits. En el cas del carbono, un dels electrons de l'orbital 2s és extret i s'ubica en l'orbital 2pz. Aixina, els quatre últims orbitals tenen un electró cada u:
<math>
C^{*}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\,}{2s}\; \frac{\uparrow\,}{2p_x} \frac{\uparrow\,}{2p_y} \frac{\uparrow\,}{2p_z} </math>
L'estímul per a excitar a l'electró del 2s al 2pz és aportat pel primer electró en formar enllaç en un àtom en este tipo de valència. Per eixemple, l'hidrogen en el cas del metà. Açò a la seua volta incrementa la necessitat d'ompliment dels restants orbitals. Estos nous orbitals híbrits deixen de ser cridats 2s i 2p i són ara cridats *sp3 (una miqueta d'abdós orbitals):
<math> C^{*}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\,}{sp^3}\; \frac{\uparrow\,}{sp^3} \frac{\uparrow\,}{sp^3} \frac{\uparrow\,}{sp^3} </math>
Dels quatre orbitals aixina formats, un (25%) és provinent de l'orbital s (el 2s) del carbono i tres (75%) provinents dels orbitals p (2p). No obstant tots se sobreponen en aportar l'hibridació producte de l'enllaç. Tridimensionalment, la distància entre un hidrogen i l'atre en el metà són equivalents i iguals a un àngul de 109,5°.
Hibridació sp2
Es definix com la combinació d'un orbital S i 2 P, per a formar 3 orbitals híbrits, que es disponen en un pla formant ànguls de 120º.
Els àtoms que formen hibridacions sp2 poden formar composts en enllaços dobles. Formen un àngul de 120º i la seua molècula és de forma plana. Als enllaços simples se'ls coneix com a enllaços sigma (σ) i els enllaços dobles estan composts per un enllaç sigma i un enllaç pi (<math>pi</math>). Les regles d'ubicació dels electrons en estos casos, com el alqué etilé obliguen a una hibridació distinta cridada sp2, en la qual un electró de l'orbital 2s es mescla a soles en dos dels orbitals 2p: sorgix a partir o en unir-se l'orbital s en dos orbitals p; per tant, es produïxen tres nous orbitals sp2, cada orbital nou produïx enllaços covalents.
<math> C^{*}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\,}{sp^2}\; \frac{\uparrow\,}{sp^2} \frac{\uparrow\,}{sp^2} \frac{\uparrow\,}{p} </math>
Tridimensionalment, la distància entre un hidrogen i un atre en algun carbono de l'etilé són equivalents i iguals a un àngul de 120°.
Hibridació sp
Es definix com la combinació d'un orbital S i un P, per a formar 2 orbitals híbrits, en orientació llineal. Est és el tipo d'enllaç híbrit, en un àngul de 180º i que es troba existent en composts en triples enllaços com els *alquinos (per eixemple el acetilé):
<math> C^{*}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\,}{sp}\; \frac{\uparrow\,}{sp} \frac{\uparrow\,}{p} \frac{\uparrow\,}{p} </math>
es caracterisa per la presència de 2 orbitals *pi(π).
Forma i ànguls
Les formes de les molècules enllaçades per hibridacions dels seus orbitals és forçada pels ànguls entre els seus àtoms:
| molècula de tipo | element representatiu | metals de transició |
|---|---|---|
| AX2 |
|
|
| AX3 |
|
|
| AX4 |
|
|
| AX5 |
| |
| AX6 |
|
| molècules hipervalents (Resonància) | ||
|---|---|---|
| molècula de tipo | element representatiu | metales de transició |
| AX2 | llineal (180°) | |
| AX3 | trigonal plana (120°) | |
| AX4 | tetraèdrica (109.5°) | |
| quadrada plana (90°) | ||
| AX5 | bipiramidal trigonal (90°, 120°) | bipiramidal trigonal o pirámide cuadrada |
| ||
| AX6 | octaèdrica (90°) | octaèdrica (90°) |
| ||
| AX7 | bipiramidal pentagonal (90°, 72°) | bipiramidal pentagonal, octaédrica apuntado o prisma trigonal apuntado |
Vore també
Referències
- ↑ Pauling, L. (1931). The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules (vol. 53), pp. 1367–1400. doi:10.1021/ja01355a027.
- Est artícul fon creat a partir de la traducció de l'artícul es.wikipedia.org/wiki/Hibridación (química) de la Wikipedia en espanyol, baix llicència Creative Commons-BY-SA.
Enllaços externs
Wikimedia Commons alberga contingut multimèdia sobre Hibridació (química).