Reporte Química Unidad 3

Enlace, estructura y propiedades en compuestos químicos

18/05/2015

Ardanaxela Ruíz Cruz

CONTENIDO

3. Enlace, estructura y propiedades en compuestos químicos3.1. Introducción.

…………………………………………………………………………………………………………3.2. Concepto de enlace

químico………………………………………………………………………………….3.3. Clasificación de los enlaces

químicos……………………………………………………………………..3.4. Aplicaciones y limitaciones de la regla del octeto.

…………………………………………………3.5. Enlace

iónico………………………………………………………………………………………………………….3.6. Requisitos para la formación de un enlace

iónico…………………………………………………3.7. Propiedades de los compuestos

iónicos…………………………………………………………………3.7.1. Formación de

iones……………………………………………………………………………………3.8. Enlace

covalente…………………………………………………………………………………………………...3.8.1. Teorías para explicar el enlace ……………………………………………………………………3.8.2. Covalente……………………………………………………………………………………………………3.8.3. Enlace valencia……………………………………………………………………………………………

3.9. Hibridación de los orbitales……………………………………………………………………………………3.9.1. Teoría de la hibridación. Formación, representación y características de los

orbitales híbridos: sp3, sp2, sp……………………………………………………………………….3.10. Bibliografía ……………………………………………………………………………………………….

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Introducción. Las propiedades físicas de un compuesto dependen principalmente del tipo de enlaces que mantienen unidos a los átomos de una molécula. Éstos pueden indicar el tipo de estructura y predecir sus propiedades físicas. A continuación se darán a conocer los tipos de enlaces que influencian las propiedades de los compuestos químicos.

Concepto de enlace químico.En química, un dato experimental importante es que sólo los gases nobles y los metales en estado de vapor se presentan en la naturaleza como átomos aislados, en la mayoría de los materiales que nos rodean los elementos están unidos por enlaces químicos.

Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más cercano. Para la mayoría de los elementos se trata de completar ocho electrones en su último nivel.

Las fuerzas atractivas que mantienen juntos los elementos que conforman un compuesto, se explican por la interacción de los electrones que ocupan los orbitales más exteriores de ellos (electrones de valencia).

Cuando dos átomos se acercan se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan de mantenerlos unidos, otras tienden a separarlos.

En la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles (muy estables, con su última capa o nivel de energía completo con sus ocho electrones), las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace.

Así, podemos considerar al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula.

Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.

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Molécula de H2

      1s1                1s1

Aplicaciones y limitaciones de la regla del octeto.

La regla del octeto, enunciada en 1916 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de

8 electrones, de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble, los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.

Es importante saber, que la regla del octeto es una regla práctica aproximada que presenta numerosas excepciones pero que sirve para predecir el comportamiento de muchas sustancias.

En la figura se muestran los 4 electrones de valencia del carbono, creando dos enlaces covalentes, con los 6 electrones en el último nivel de energía de cada uno de los  oxígenos, cuya valencia es 2. La suma de los electrones de cada uno de los átomos son 8, llegando al octeto.

Excepciones

Existen excepciones a esta regla. Los átomos que cumplen la regla del octeto en algunos compuestos son: boro, carbono, nitrógeno, oxígeno, flúor y fósforo. En algunos casos estos elementos forman dobles enlaces y hasta triples el carbono y el nitrógeno.

El hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia la cual puede aceptar como máximo dos electrones, junto con el berilio que se completa con una cantidad de cuatro electrones y el boro que requiere de 6 electrones para llevar a cabo esta función, de modo en que se elude a la normativa que especifica que todo elemento se completa con 8 electrones a su disposición. Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período pueden formar "octetos expandidos" es decir, pueden contener más que ocho electrones en su capa de valencia, por lo general colocando los electrones extra en subniveles.

Algunas moléculas o iones sumamente reactivos tienen átomos con menos de ocho electrones en su capa externa. Un ejemplo es el trifluoruro de boro (BF3). En la molécula de BF3 el átomo de boro central sólo tiene seis electrones a su alrededor.

La forma más clara para ver gráficamente el funcionamiento de la "regla del octeto" es la representación de Lewis de las moléculas. Antes de que se puedan escribir algunas estructuras de Lewis, se debe conocer la forma en que los átomos están unidos entre sí. Considérese por ejemplo el ácido nítrico. Aunque la fórmula del ácido nítrico con frecuencia se representa como HNO3, en realidad el hidrógeno está unido a un oxígeno, no al nitrógeno. La estructura es HONO2 y no HNO3.

También se puede dar cuando existen moléculas impares, moléculas hipovalentes y moléculas hipervalentes. Es cuando los átomos forman compuestos al perder, ganar o compartir electrones para adquirir 8 electrones de valencia. El hidrógeno logra la estabilidad del helio, con 2 electrones de valencia. Los átomos de los gases nobles se caracterizan por tener todos sus niveles y subniveles energéticos completamente llenos. La estabilidad de los gases nobles se asocia con la estructura electrónica de su última capa que queda llena con ocho electrones.

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Clasificación de los enlaces químicos.

Enlace iónico

Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos se encuentran con átomos no metálicos.En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.

Características

Algunas características de este tipo de enlace son:

Ruptura de núcleo masivo.

Sus enlaces son muy fuertes

Son sólidos a temperatura ambiente y poseen una estructura cristalina en el sistema cúbico.

Altos puntos de fusión (entre 300 °C y 1000 °C) y ebullición

Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales

de los grupos VI y VII.

Son solubles en agua y otras disoluciones acuosas debido al dipolo eléctrico que presentan

las moléculas de agua; capaces de destruir la red.

Una vez en solución acuosa son excelentes conductores de electricidad, ya que entonces los

iones quedan libres.

En estado sólido no conducen la electricidad, ya que los iones ocupan posiciones muy fijas en

la red. Si utilizamos un bloque de salcomo parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no

funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un

cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se

encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto

(a su signo) de la pila del circuito y por ello éste funciona.

Requisitos para la formación de un enlace iónico.

La formación de un enlace iónico está en estrecha relación con las propiedades periódicas de los

átomos: valencia principal, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad. La

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valencia principal determina la valencia iónica, esto es, la ganancia o pérdida de electrones. Así si la

valencia principal es de 1 a 3, el elemento pierde electrones, convirtiéndose en catión; pero si tienen

un valor de -3 a -1, el átomo acepta electrones y se transforma en anión. En las reacciones de

síntesis, también llamadas de combinación directa, dos reactantes de combinan para integrar un solo

producto.

El factor determinante en la formación de iones, o sea, el causante de la transferencia total de

electrones en el enlace iónico, es la electronegatividad o capacidad que tienen los átomos para atraer

el par electrónico del enlace. Las determinantes experimentales muestran que va en el mismo

sentido de la afinidad electrónica y energía de ionización, es decir, aumenta de izquierda a derecha

en los periodos y, disminuye según se desciende en un grupo.

Propiedades de los compuestos iónicos.Los compuestos que contienen enlaces iónicos están formados por iones positivos y negativos dispuestos unos con respecto a los otros en forma regular en un enrejado cristalino, cuando los compuestos son sólidos. La atracción entre los iones es de naturaleza electrostática y se extiende igualmente en todas direcciones.

Los compuestos iónicos en solución o en estado fundido pueden conducir la corriente eléctrica en forma importante.

En un cristal iónico, los iones están atrapados en sitios fijos en la red cristalina, estos no pueden migrar y por lo tanto no pueden conducir la corriente eléctrica.

En cuanto a la solubilidad: los compuestos iónicos son generalmente solubles en agua y en disolventes polares, esto es, disolventes con alta constante dieléctrica.

La fusión de compuestos iónicos implica necesariamente el rompimiento de la red cristalina, esto requiere una considerable energía de tal manera que los puntos de fusión y de ebullición son generalmente altos, y los compuestos son muy duros.

  

Formación de iones.

Una electronegatividad baja indica que el átomo atrae muy poco el par electrónico del enlace y

muestra una gran tendencia a formar cationes. Los átomos con valores elevados atraen fuertemente

a los electrones del enlace, por lo cual su disposición de formar aniones es enorme. Es por ello que

el sodio, cuya electronegatividad es de 0.9, forma cationes cuando se combina con el cloro, que por

su valor de 3.0, se convierte en anión.

Debido a que la formación de iones depende fundamentalmente de la electronegatividad de los

elementos enlazados, la definición de enlace iónico se establece con base a ella de la manera

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siguiente: si la diferencia de electronegatividades es mayor a 1.7, los átomos se unen por enlace

iónico.

En el NaCl, la diferencia de electronegatividades es de 2.1, por lo cual el enlace es iónico.

Es importante hacer notar que existen numerosas excepciones a esta regla, por lo cual sólo se toma

como guía. La única manera de determinar la naturaleza del enlace es mediante la experimentación,

considerando la formación de iones.

Puede concluirse que el enlace iónico se establece entre átomos con propiedades opuestas.Está claro

que el átomo de cualquier elemento de la tabla periódica al presentar una fuerte tendencia a

desprenderse del electrón y lograr así una configuración de gas noble.

Este proceso átomo neutro --> ión positivo (catión) define una oxidación. 

Por otra parte, otros elementos también están dispuestos a poseer un electrón para completar su capa

y lograr una configuración de gas noble.

Este proceso neutro --> ión negativo (anión) define una reducción.

 

Enlace covalente

Teorías para explicar el enlace covalente.

Hasta la fecha se utilizan dos teorías mecánico-quánticas para descubrir la formación del enlace covalente y la estructura electrónica de las moléculas. La teoría del enlace de valencia (EV) supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. Esto permite conservar la imagen de los átomos individuales tomando parte en la formación del enlace. La segunda teoría de los orbitales moleculares (OM) propone la formación de orbitales moleculares a partir de los orbitales atómicos. Ninguna teoría explica todos los aspectos del enlace, pero cada una contribuye a la comprensión de muchas de las propiedades moleculares que se observan.

Teoría del enlace de valencia

El modelo de RPECV basado sobre todo en las estructuras de Lewis, proporciona un método relativamente sencillo y directo para predecir la geometría de las moléculas. Pero, como se observó antes. La teoría de Lewis, del enlace químico no explica con claridad porque existen los enlaces químicos. La idea de relacionar la formación de un enlace covalente con el apareamiento de electrones constituyó un paso en la dirección correcta, pero no avanzó lo suficiente. Por ejemplo la Teoría de Lewis describe un enlace sencillo entre los átomos de H en el H2 y entre los átomos F en el F2 esencialmente de la misma forma, como el apareamiento de dos electrones. Sin embargo estas

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dos moléculas tienen energías de disociación así como longitudes de enlaces muy diferentes (436.4 kJ/mol y 74 pm para el H2 y 150.6 kJ/mol y 142 pm para el F2).éste y otros hechos no pueden explicarse por medio de la teoría de Lewis. Para una explicación más completa del enlace químico se debe recurrir a la mecánica cuántica: de hecho, el estudio del enlace químico en la mecánica quántica proporciona también un medio para comprender la geometría molecular.

Hasta la fecha se utilizan dos teorías mecánico-quánticas para descubrir la formación del enlace

covalente y la estructura electrónica de las moléculas. La teoría del enlace de valencia(EV) supone

que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. Esto

permite conservar la imagen de los átomos individuales tomando parte en la formación del enlace.

La segunda teoría de los orbitales moleculares (OM) propone la formación de orbitales moleculares

a partir de los orbitales atómicos. Ninguna teoría explica todos los aspectos del enlace, pero cada

una contribuye a la comprensión de muchas de las propiedades moleculares que se observan. Se

empezara el estudio de la teoría del enlace de valencia considerando la formación de una molécula

de H2 a partir de dos átomos de H. La teoría de Lewis describe el enlace H- H se forma por

el solapamiento de los dos orbítales 1s de los átomos de H. Solapamiento significa que 2 orbítales

comparten una región común en el espacio.

Al inicio, cuando los dos átomos están alejados lo suficiente no hay interacciones, dice que la

energía potencial de este sistema (es decir, de los átomos de H) es cero. Conforme los átomos se

aproximan un o� al otro, cada electrón es atraído por el núcleo del otro átomo : al mismo tiempo ,

los electrones se repelen entre si, y también los dos núcleos . Mientras los átomos todavía están

separados, la atracción es mayor que la repulsión. Por lo que la energía potencial del sistema

disminuye (es decir, se vuelve negativa) a medida que los átomos se acercan. Esta tendencia

continúa hasta que la energía potencial alcanza un valor mínimo. En este punto, cuando el sistema

tiene la energía potencial mínima, es más estable. Esta condición al máximo solapamiento de los

orbítales 1s y a la formación de la molécula de H2, que es estable.� Como resultado de la

formación H2 debe estar acompañado por una liberación de energía. Los experimentos han

demostrado que, a medida que se forma una molécula de H2 a partir de dos átomos de H, se libera

calor. Lo contrario también es cierto. Para romper u enlace H-H se debe suministrar energía a la

molécula.

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TEORíA DEL ORBITAL MOLECULAR

La teoría del enlace de valencia es una de las dos propuestas de la mecánica cuántica para explicar

los enlaces en las moléculas. Explica, al menos cualitativamente, la estabilidad del enlaces

covalente en términos de solapamiento de orbitales atómicos. Utilizando el concepto de hibridación,

la teoría del enlace de valencia puede explicar la geometría molecular predicha por el modelo

RPECV. Sin embargo, la suposición de que los electrones en una molécula ocupan orbitales

atómicos de los átomos individuales, es sólo una aproximación, ya que cada electrón enlazante en

una molécula debe estar en un orbital característico de la molécula como un todo.

En algunos casos la teoría de del enlace de valencia no explica satisfactoriamente algunas

de las propiedades observadas de las moléculas. Consideré que la molécula del oxígeno,

cuya estructura de Lewis es:

 

De acuerdo con esta descripción todos los electrones en el O2, están apareados y la molécula

debería ser diamagnética. Los experimentos han demostrado que la molécula de oxígeno es

paramagnética, con dos electrones desapareados. Este hallazgo sugiere una deficiencia fundamental

en la teoría del enlace de valencia, lo que justifica la búsqueda de una propuesta alternativa que

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explique las propiedades del O2 y de otras moléculas que no justifica la teoría del enlace de

valencia.

En ocasiones, el magnetismo así como otras propiedades de las moléculas, se explican

mejor mediante otra propuesta de la mecánica cuántica llamada teoría del orbital molecular

(OM). La teoría del orbital molecular describe los enlaces covalentes en términos

de orbitales moleculares, que son el resultado de la interacción de los orbitales atómicos de

los átomos que se enlazan y están relacionados con la molécula entera. La diferencia entre

un orbital molecular y un orbital atómico es que el orbital atómico está relacionado sólo

con un átomo.

ORBITALES MOLECULARES DE ENLACE Y DE ANTIENLACE

De acuerdo con la teoría del OM, el solapamiento de los orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno

conduce a la formación de dos orbitales moleculares: un orbital molecular de enlace y un orbital

molecular de antienlace. Un orbital molecular de enlace tiene menor energía y mayor estabilidad

que los orbitales atómicos que lo formaron. Como lo indican los nombres de enlace y� �

antienlace , el acomodo de electrones en un orbital molecular de enlace produce un enlace� �

covalente estable, mientras que el acomodo de electrones en un orbital molecular de antienlace

produce un enlace inestable.

        En los orbitales moleculares de enlace, la densidad electrónica es máxima entre los

núcleos de los átomos que se enlazan. Por otra parte, en los orbitales moleculares de

antienlace la densidad electrónica disminuye hasta cero entre los dos núcleos. Se

comprenderá mejor esta diferencia si se recuerda que los electrones en los orbitales tienen

característica de onda. Una propiedad exclusiva de las ondas es que ondas del mismo tipo

interactúan de tal manera que la onda resultante puede tener una amplitud mayor o menor.

En el primer caso la interacción recibe el nombre de interferencia constructiva; en el

segundo caso se trata de una interferencia destructiva.

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La formación de orbitales moleculares de enlace corresponde a una interferencia

constructiva (el aumento de la amplitud es análogo al aumento de la densidad electrónica

entre los dos núcleos). La formación de orbitales moleculares de antienlace corresponde a

una interferencia destructiva (la disminución de la amplitud es análoga a la disminución de

la densidad electrónica entre los dos núcleos). Las interacciones constructiva y destructiva

entre los dos orbitales 1s en la molécula de H2 conducen, entonces, a la formación de un

orbital molecular sigma de enlaces (s) y un orbital molecular sigma de antienlace (s):

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        Donde el asterisco representa un orbital molecular de antienlace.

En un orbital molecular sigma (de enlace o antienlace) la densidad electrónica se concentra

simétricamente alrededor de una línea entre los dos núcleos de los átomos que se enlazan.

Dos electrones en un orbital molecular sigma forman un enlace sigma. Recuérdese que un

enlace covalente sencillo (como H-H o F-F) siempre es un enlace sigma.

La figura de abajo muestra el diagrama de niveles de energía de un orbital molecular, es decir, los

niveles de energía relativos de los orbitales generados en la formación de la molécula de H2 y las

interacciones constructiva y destructiva entre los dos orbitales 1s. observe que el orbital

molecular de antienlace hay u nodo entre los dos núcleos, lo que significa que la densidad�

electrónica de cero. Los núcleos se repelen entre sí por sus cargas positivas, en lugar de mantenerse

unidos. Los electrones en los orbitales moleculares de antienlace tienen mayor energía (y menos

estabilidad) que si estuvieran en los átomos aislados. Por otra parte, los electrones en los orbitales

moleculares de enlace tienen menor energía (y por lo tanto estabilidad) que si estuvieran en los

átomos aislados.

A pesar de que se ha utilizado la molécula de hidrógeno para mostrar la formación de los orbitales

moleculares, el concepto se aplica de igual manera a otras moléculas. En la molécula de H2  se

consideró solo la interacción entre los orbitales atómicos 1s; en el caso de moléculas más complejas

es necesario considerar otros orbitales atómicos. No obstante, para todos los orbitales  s el

tratamiento es el mismo que para los orbitales 1s. Así, la interacción entre dos orbitales 2s o 3s se

pueden entender en los términos del diagrama de niveles de energía de los orbitales moleculares y la

formación de los orbitales moleculares de enlace y de antienlace.

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Para los orbitales p, el proceso es más complejo porque pueden interactuar entre sí de dos formas

diferentes. Por ejemplo dos orbitales 2p pueden aproximarse entre sí a través de sus extremos para

producir un orbital molecular sigma de enlace y un orbital molecular sigma de antienlace. De

manera alternativa, dos orbitales p pueden solaparse lateralmente para generar un orbital molecular

pi de enlace y otro de antienlace.

   

Dos posible interacciones entre dos orbítales p equivalentes y los orbítales moleculares

correspondientes: a) Cuando los orbítales p se traslapan por los extremos se forma un orbital

molecular sigma de enlace y un orbital molecular sigma de antienlace. B) Cuando los orbítales p se

traslapan literalmente, se forma un orbital molecular pi se enlazan y un orbital molecular pi de

antienlace, por lo general un orbital molecular sigma de enlace es más estable que un orbital

molecular pi de enlace, debido a que la interacción lateral conduce a un menor traslape de los

orbítales p que en el caso de la interacción por los extremos. Se supone que los orbítales 2p toman

parte de la formación del orbital molecular sigma. Los orbítales moleculares 2py y 2pz pueden

interaccionar para formar solo orbítales moleculares pi. El comportamiento en b) representa la

interacción entre los orbítales 2p, o entre los orbítales 2pz.

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En un orbital molecular pi (de enlace a antienlace), la densidad electrónica se concentra arriba y

abajo de una línea imaginaria entre los dos núcleos que se enlazan. Dos electrones en un orbital

molecular pi forman un enlace pi. Un doble enlace casi siempre está constituido por un enlace

sigma y un enlace pi; un triple enlace siempre está formado por un enlace sigma más dos enlaces pi.

Hibridación de los orbitales

 El concepto de hibridación no se aplica a átomos aislados. Es un modelo teórico que solo se utiliza para explicar el enlace covalente. Es la mezcla de, por lo menos, dos orbítales atómicos no equivalentes, por ejemplo, orbítales s y p. Un orbital híbrido no es un orbital puro. Los orbitales híbridos y los orbitales atómicos puros tienen formas muy diferentes. El número de orbitales híbridos generados es igual al número de orbitales atómicos puros que participan en el proceso de hibridación.

El concepto de traslape de los orbitales atómicos se puede aplicar también a moléculas poli

atómicas.

Como se ha visto, la descripción de las moléculas por medio de un modelo de distribución de

electrones de valencia en sitios locales, dirigidos a los enlaces dependientes de la geometría,

requiere de tres pasos:

1.    Desarrollar la estructura de octetos para la molécula

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2.    Determinar la manera de distribuir pares de electrones de manera que se alcance la mínima

repulsión entre ellos

3.    Especificar los orbitales híbridos necesarios para acomodar los pares de

TEORIA DE LA HIBRIDACION

En el momento de combinarse los átomos alcanza un estado de excitación como consecuencia de la energía que ganan. En tal estado algunos electrones saltan de un orbital inferior a uno superior. (Teoría de Pauling).

La hibridación es el termino que se utiliza para explicar la mezcla de orbitales atómicos en un átomo (por lo general el átomo central) para generar un conjunto de orbitales híbridos�

No todos los orbitales de un mismo átomo pueden hibridarse. Para que la  hibridación tenga lugar es necesario que bien se trate de:

•      Orbitales atómicos que vayan a formar a formar enlaces " σ y π".

•      Orbitales atómicos con parejas de e-sin compartir.

Por el contrario, no se hibridan:

•      Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace (p).

•      Los orbitales atómicos vacíos.

El átomo puede encontrarse en dos estados llamados: estado basal y estado de hibridación.

ESTADO BASAL.- Es cuando el átomo se encuentra aislado de toda excitación magnética es decir sin el efecto de algún tipo de atracción y es cuando sus orbitales (de la última capa) se encuentran puros sin ninguna alteración.

ESTADO DE HIBRIDACIóN.- Es cuando el átomo recibe una excitación magnética externa debido a la aproximación de otro átomo con el que pudiera lograr un reacomodo de sus orbitales puros,  transformándose de esta manera en igual número de orbitales híbridos pero distintos en forma y tamaño, qué se acomodan equidistantemente entre sí en el espacio tridimensional.  A estos nuevos orbitales formados a partir de orbitales puros fusionados se les llama orbitales híbridos.

En general, a partir de orbitales puros heterogéneos (s, p, d...) se pueden obtener orbitales híbridos homogéneos (Ej: sp3d, etc.).

Formación representación y características de los orbitales: sp3, sp2, sp, dsp3, dsp2, sd3, d2sp3.

Mezcla de un grupo de orbitales atómicos (O. A.) que originan un nuevo grupo de orbitales con la misma capacidad electrónica y con propiedades y energías intermedias entre las de

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los orbitales originales Al revisar la sobre posición de orbitales puros se observa que no es posible explicar algunas propiedades de los compuestos con enlace covalente como son: La geometría de las moléculas y los ángulos de enlace, es por esto que surgió una nueva explicación mediante la hibridación de orbitales.

Características para que se lleve a cabo la hibridación es necesario tomar en cuenta los siguientes pasos:

1.- Se hibridan orbitales no electrones.

2.- Se hibridan orbitales de un mismo átomo.

3.- La disposición de los orbitales híbridos en el espacio es de tal forma en que la repulsión sea mínima.

4.- El número de orbitales híbridos (O.H.) es igual a la suma de orbitales atómicos puros que intervienen.

5.- Se híbridan orbitales de energías parecidas.

     Puede haber diferentes combinaciones de O.A. veremos las más frecuentes. Esa simbología nos indica el número de O.A. puros que se están combinando y el tipo de cada uno de ellos.

sp significa que se combina un orbital s con un psp2 significa que se combina un orbital s con dos psp3 significa que se combina un orbital s con tres pdsp3 significa que se combina un orbital s tres p y un dd2sp3 significa que se combina un orbital s tres p y dos d

HIBRIDACION PLANAR sp

Consideremos la molécula BeCl2

Diagrama del Be

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HIBRIDACION TRIGONAL sp2

Consideremos la molécula BF3

Diagrama del B

HIBRIDACION TETRAGONAL sp3

Consideremos la molécula CH4

Diagrama del C

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REPRESENTACIóN DE LA HIBRIDACIóN

Finalmente, los requerimientos de los varios tipos de hibridación se resumen en la siguiente Tabla.

�

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Bibliografía

http://www.profesorenlinea.com.mx/Quimica/Enlace_quimico.html

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/ionico.htm

http://www.gayatlacomulco.com/tutorials/quimica/t42.htm

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