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SECRETARÍA DE EDUCACIÓN PÚBLICA
DIRECCIÓN GENERAL DE EDUCACIÓN SUPERIOR TECNOLÓGICA
INSTITUTO TECNOLÓGICO DE TUXTLA GUTIÉRREZ
INGENIERÍA ELECTRONICA
Materia: Quimica
Trabajo a realizar:
Hibridación y Geometría Molecular
Alumno:
López Ruiz Fredi Francisco
Profesor:
Ing. Montoya Magaña José Manuel
Tuxtla Gutiérrez, Chiapas, a 20de Marzo del 2014
Hibridación
La hibridación de orbitales atómicos fue postulada por Pauling
en 1931 para poder explicar la geometría experimental
determinada para algunas moléculas. Considera que los
orbitales atómicos se pueden combinar entre ellos. Se
obtienen tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos se
combinen (si se combinan 3 orbitales atómicos, se obtienen 3
orbitales híbridos).
Se conoce como hibridación a la combinación de orbitales atómico dentro de
un átomo para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales atómicos híbridos
son los que se superponen en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del
enlace de valencia, y justifican la geometría molecular.
Hibridación, es el proceso de formación de orbitales electrónicos híbridos. En
algunos átomos, los orbitales de los subniveles atómicos s y p mezclarse, dando
origen a orbitales híbridos sp, sp² e sp³.
Según la teoría de los enlaces covalentes, un enlace de este tipo se efectúa por la
superposición de orbitales semi llenos (apenas con un electrón).
La hibridación explica la formación de algunos enlaces que serían imposibles por
las teorías asociadas, así como la disposición geométrica de algunas moléculas.
Los orbitales que se combinan siempre deben de estar en la misma órbita o nivel
de energía. En una molécula, los átomos terminales no presentan hibridación; en
cambio, los átomos centrales (que se encuentran entre dos o más átomos),
pueden presentar diferentes hibridaciones.
La hibridación se da únicamente con elementos ubicados en la tabla periódica en
el grupo 4 y 5; los elementos que pueden hibridarse son suministrados de luz o
calor, producto del cual se salta el spin mas cerca al espacio vacío y se forma un
nuevo orbital del mismo nivel y con la misma energía.
El átomo puede encontrarse en dos estados llamados: Estado Basal y estado de
hibridación.
Estado Basal: Es cuando el átomo se encuentra asilado de toda excitación
magnética es decir sin el efecto de algún tipo de atracción y es cuando sus
orbitales de la ultima capa se encuentran puros y sin ninguna atracción.
Estado de Hibridación: Es cuando el átomo recibe
una excitación magnética externe debido a la
aproximación de otro con el que pudiera lograr un
reacomodo de sus orbitales puros, transformándose de
esta manera en igual numero de orbitales híbridos pero
distintos en forma y tamaño, que se acomodan equidistantemente entre si 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. Dsp3 etc.)
Algunos de los puntos a tomar en cuenta, para que pueda llevarse a cabo una
hibridación son:
Se hibridan orbitales no e-
Se hibridan orbitales de un mismo átomo
La disposición de los orbitales híbridos en el espacio es de tal forma en que
la repulsión sea mínima
El numero de orbitales híbridos, es igual a la suma de los orbitales atómicos
puros que intervienen
Se hibridan orbitales de energías parecidas
Hibridación Sp
Significa que se combina un orbital s con uno p, para formar 2
orbitales híbridos, con orientación lineal. Este es el tipo de enlace
híbrido, con un ángulo de 180º y que se encuentra existente en
compuestos con triples enlaces como los alquinos
Hibridación sp2
Se define como la combinación de un orbital S y 2 P, para formar 3 orbitales
híbridos, que se disponen en un plano formando ángulos de 120º.
Los átomos que forman hibridaciones sp2 pueden formar
compuestos con enlaces dobles. Forman un ángulo de 120º y su molécula es de
forma plana. A los enlaces simples se les conoce como enlaces sigma (σ) y los
enlaces dobles están compuestos por un enlace sigma y un enlace pi.
Hibridación sp3
Cuando un átomo de carbono se combina con otros cuatro átomos, además de la
promoción de un electrón desde el orbital 2s hasta el 2p vacío, experimenta la
hibridación sp3 o tetragonal, consistente en la mezcla o hibridación del orbital
2s con los tres orbitales 2p para originar cuatro orbitales híbridos idénticos,
llamados orbitales híbridos sp3
La molécula resultante presenta geometría tetraédrica como en el caso del metano
ch4
Hibridación dsp3
Esta hibridación corresponde a un átomo central de una molécula el cual acepta
más electrones que los que le corresponde con la regla
del octeto. Como ejemplo, PCl5, cuya estructura de Lewis muestra que el P central
se rodea por 5 pares de electrones en enlaces, que corresponde a una agrupación
trigonal bipiramidal. Esto requiere un conjunto de 5 nuevos orbitales híbridos en el
P, cada uno de los cuales es dsp3 formado por un orbital d, un orbital s y los tres
orbitales p la figura.
Tabla de las Diferentes Hibridaciones
Geometría Molecular
El ordenamiento tridimensional de los átomos en una molécula se llama geometría
molecular. La geometría de una molécula, determina
muchas de las propiedades de esta, e incluso ciertos tipos
de reacciones que pueden sufrir. Esta hace posible el
proceso de visión, de detección de gustos y olores, tanto
como otros procesos de la naturaleza. Existen varios tipos
de geometrías dependiendo de diferentes factores
estructurales como la longitud y tipos de enlace, tamaño de
los átomos implicados, electrones apareados o
desapareados, entre otras cosas.
Para explicar las geometrías moleculares, tanto como sus características, como el
porqué son de dicha forma y no de otra, se han creado varias teorías que
comenzaron a partir de la estructura de Lewis y evolucionaron
hasta involucrar la hibridación de orbitales atómicos.
Específicamente se puede decir que son dos principales, una
explica el porqué de las geometrías y la otra las
características de estas. No son teorías que se autoexcluyen,
sino que se complementan.
En la actualidad se emplean diversos métodos experimentales para conocer en
forma precisa la estructura de una molécula particular.
Uno de los métodos para predecir la geometría molecular aproximada,
está basada en la repulsión electrónica de la órbita atómica más externa,
es decir, los pares de electrones de valencia alrededor de un átomo
central se separan a la mayor distancia posible para minimizar las fuerzas
de repulsión. Estas repulsiones determinan el arreglo de los orbitales, y
estos, a su vez, determinan la geometría molecular, que puede ser: lineal,
trigonal, tetraédrica, angular y pirámide trigonal.
Un claro ejemplo de la importancia de la geometría molecular en los procesos
químicos lo constituye la química de la visión. La luz que incide en la retina, la
capa celular que recubre el interior del globo ocular, en esta están ubicadas
diferentes células fotoreceptoras que se ven afectadas por dicha luz.
La geometría molecular es clave para determinadas reacciones y para entender
sus funcionamientos. Como es también esencial para explicar propiedades
macroscópicas de diferentes líquidos, sólidos, gases.
Comprender la geometría molecular no solo implica teorías asociadas a diversas
ideas acerca de la materia y sus estructuras, sino también a la experimentación.
La geometría en varios casos puede ser corroborada por experiencias en
laboratorios de alta tecnología, donde experimentos con difracción de luz, entre
otros, permiten revelar con cierta precisión la geometría de las moléculas.
La geometría molecular como tema, permite la vinculación de diversos contenidos,
como los son los orbitales, traslapes, hibridación, geometría, ángulos de enlace,
entre otras cosas. Esto lo convierte en un tema ideal para clarificar y ejemplificar
diversos conceptos.
Tipos de Geometría Molecular:
Geometría lineal: Dos pares de electrones alrededor de un átomo central,
localizados en lados opuestos y separados por un ángulo de 180º.
Geometría planar trigonal: Tres pares de electrones en torno a un átomo central,
separados por un ángulo de 120º.
Geometría tetraédrica: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo
central, ubicados con una separación máxima equivalente a un ángulo de 109,5º
.
Geometría pirámide trigonal: Cuatro pares de electrones en torno a un átomo centra, uno de ellos no compartido, que se encuentran separados por un ángulo de 107º.
Geometría angular: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central,
con dos de ellos no compartidos, que se distancian en un ángulo de 104,5º.