Teoria De Hibridacion

TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN EL ENLACE QUÍMICO EN EL ÁTOMO DE CARBONO M.C. Jaime Rodríguez Rojas

CONCEPTO DE ORBITAL ORBITAL: REGIÓN DEL ESPACIO DONDE EXISTE LA MAYOR PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UN ELECTRÓN EN LA VECINDAD DEL NÚCLEO

PARÁMETROS DE ENERGÍA LOS ELECTRONES SE LOCALIZAN EN ORBITALES, DE ACUERDO A SU CONTENIDO DE ENERGÍA, LA CUAL SE ESTIMA MEDIANTE LA COMBINACIÓN VALORES DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS: n l m s

Nivel de energía Tipo de orbital Orientación del orbital spin (giro) del electrón

VALORES DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS n

1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ..........∞

l

0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 HASTA (n – 1)

m

– l,

s

+1\2 o –1\2

......0...... + l

TIPOS DE ORBITALES ATÓMICOS EXISTEN CUATRO TIPOS DE ORBITALES ATÓMICOS, QUE SE IDENTIFICAN CON EL NÚMERO CUÁNTICO l. Valor de l

0 1 2 3

Tipo de orbital

s p d f

TIPOS Y NÚMERO DE ORBITALES DEPENDIENDO DEL VALOR DE l, EL NÚMERO ORBITALES ES:

l s p d f

NÚMERO DE

NÚMERO

ORBITALES

MÁXIMO ELECTRONES 2 6 10 14

1 3 5 7

NÚMERO DE ORBITALES ATÓMICOS POR NIVEL DE ENERGÍA DEPENDIENDO DEL VALOR DE n, EL NÚMERO DE TIPOS DE ORBITALES ES: n 1 2 3 4 5 6 7

TIPOS DE ORBITALES 1s 2s, 2p 3s, 3p, 3d 4s, 4p, 4d, 4f 5s, 5p, 5d, 5f 6s, 6p, 6d, 6f 7s, 7p, 7d

FORMAS DE LOS ORBITALES

ORBITAL 2s

ORBITAL 2px

ORBITAL 2py

ORBITAL 2pz

ENLACE QUÍMICO(1) LAS PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS, DEPENDEN DEL NÚMERO DE ELECTRONES EXTERNOS.

CUANDO LOS ÁTOMOS SE ENLAZAN QUÍMICAMENTE EXISTE TRANSFERENCIA O COMPARTICIÓN DE ELECTRONES.

ENLACE QUÍMICO(2) En la formación de la molécula de hidrógeno h2, existen las siguientes interacciones de tipo eléctrico:

-

-

+

+

HA Fuerzas de atracción Fuerzas de repulsión

HB

ENLACE QUÍMICO(3) SE FORMA LA MOLÉCULA DE HIDRÓGENO CUANDO LAS FUERZAS DE ATRACCIÓN SON MAYORES QUE LAS DE REPULSIÓN

+

HA

-

+

HB

ENLACE QUÍMICO(4) COMO EL ENLACE QUÍMICO SE LLEVA A CABO MEDIANTE LA COMPARTICIÓN DE ELECTRONES DE 2 ÁTOMOS DIFERENTES, PARA DISMINUIR LAS REPULSIONES ELÉCTRICAS ENTRE ELLOS SU ESPÍN DEBERÁ DE SER CONTRARIO.

MODELO ENLACE-VALENCIA (1) LOS PARES ELECTRONICOS PUEDEN SER COMPARTIDOS CUANDO UN ORBITAL PARCIALMENTE LLENO DE UN ÁTOMO SE SOBREPONE CON OTRO ORBITAL PARCIALMENTE LLENO DE OTRO ÁTOMO

MODELO ENLACE-VALENCIA(2) TIPOS DE ENLACES: ENLACES σ: SE FORMAN CUANDO SE SOBREPONEN ORBITALES A TRAVÉS DEL EJE INTERNUCLEAR ENLACES π : SE FORMAN CUANDO SE SOBREPONEN ORBITALES DE MANERA LATERAL.

SOBREPOSICIÓN DE ORBITALES Y FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE

1s

H H

H H

1s

σ

Configuración electrónica del átomo de carbono El átomo de carbono tiene el número atómico 6, en la tabla periódica de los elementos, lo cual implica que tiene 6 protones (cargas positivas en el núcleo y para ser eléctricamente neutro también deberá tener 6 electrones (cargas negativas), los cuales se distribuyen alrededor del núcleo, esta estructura se representa de la siguiente manera: 6

[C] 1s2

2s2

2px1 2py1 2pz0

Donde 6[C] representa el núcleo atómico, los coeficientes numéricos es el nivel de energía (n), las letras s y p son el tipo de orbital, los exponentes (1 y 2) son el número de electrones y las flechas representan el spin del electrón.

Capacidad de combinación del átomo de carbono 6

[C]

1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0

De acuerdo al concepto de enlace químico, el átomo de carbono podrá formar dos enlaces covalentes debido a que posee únicamente dos electrones desapareados. Es decir que cuando el carbono se combina con el hidrógeno podrá formar la molécula CH2.

ESTRUCTURA DEL METANO(3)

H 2p 2s [C]

6

1s

H

En su capa más externa el átomo de carbono solamente tiene 2 electrones desapareados y deberá formar 2 enlaces σ con los átomos de hidrógeno. el ángulo de enlace deberá de ser de 90°.

¿ MOLÉCULA DE CH2? LA FÓRMULA DEL COMPUESTO DE CARBONO E HIDRÓGENO SERÍÁ CH2 Y EL ÁNGULO DE ENLACE DE 90 °

H

C

H ¿ Coincide con la realidad ?

ESTRUCTURA DEL METANO De estudios con rayos X se ha 109° 29’

llegado a la conclusión de que la molécula de metano CH4, tiene

119 pm

una estructura tetraédrica es decir: Ángulos de enlace 109° 29’ Distancia de enlace 119 pm

ESTRUCTURA DEL METANO (2) Debido a lo anterior, se puede afirmar que: la estructura del metano es inconsistente con la estructura predicha por la configuración electrónica del átomo de carbono

TETRAVALENCIA DEL CARBONO Para que el átomo de carbono sea tetravalente, se promueve un electrón del orbital 2s al orbital 2p vacio

2p

2p

2s

2s

¿ SON EQUIVALENTES LOS ÁTOMOS DE HIDRÓGENO? Aunque el carbono

H

es tetravalente, la

H

estructura de la H

C C

molécula hace que

H 6

los átomos de

C 1s 2s 2

H

1

2px 2py 2p 2

H

2

H

2 z

H

hidrógeno no sean equivalentes

LA TEORÍA DE HIBRID (1 )

ACIÓN

Para hacer coincidir la teoría (configuración electrónica) y la realidad (estructura del metano CH4), se estableció la Teoría de la Hibridación, que consideró que sí el compuesto más simple existente entre carbono e hidrógeno es CH4 , y los átomos de hidrógeno eran equivalentes, era necesario modificar lo establecido por la configuración electrónica y hacerlo coherente con la estructura real de la molécula.

LA TEORÍA DE HIBRIDACIÓN (2)

1. La teoría de la hibridación propuso que en el caso del átomo de carbono, Para que fuera tetravalente y sus orbitales equivalentes, sería necesario combinar (hibridar) los orbitales atómicos 2s y los tres 2p, y de esa combinación obtener cuatro orbitales híbridos, 2sp3, con la misma energía, es decir equivalentes.

LA TEORÍA DE HIBRIDACIÓN (3) 2. La formación de los orbitales híbridos garantiza que: a) El átomo de carbono sea tetravalente. b) Que los orbitales híbridos al tener la misma energía, la combinación del carbono con hidrógeno produzca átomos de hidrógeno químicamente equivalentes (iguales)

LA TEORÍA DE HIBRIDACIÓN (4) A continuación de manera gráfica mostraremos la aplicación de la teoría de la hibridación aplicada a la formación de las moléculas de metano CH4, y eteno CH2 = CH2 y acetileno CH

CH

Hibridación sp3

2s 2p

sp3 Al hibridarse producen

sp3

2p

sp3

2p

sp3 4 orbitales atómicos

4 orbitales híbridos

HIBRIDACIÓN sp3 SE MEZCLAN EL ORBITAL 2s Y LOS TRES ORBITALES 2p, FORMANDO 4 ORBITALES HIBRIDOS 2sp3

2p 2sp3 2s

2sp3

2p

2sp3

2sp3 2sp3

2p 2s 2p

Distribución en el espacio de los orbitales híbridos sp3 109°29’

109°29’

C 109° 29’

109°29’

FORMACIÓN DE ENLACE σ C – H.

s

C

H

H–C σ

H

C

Enlace sigma

sp3

MOLÉCULA DE METANO H C C

H

H H

JUSTIFICACIÓN PARA LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES El modelo es consistente con la estructura del metano. Permite la formación de 4 enlaces en lugar de 2.  Los cuatro átomos de hidrógeno, al estar distribuidos uniformemente alrededor del átomo de carbono hace que sean químicamente equivalentes.

EN RESUMEN EN EL ÁTOMO DE CARBONO, CUATRO PARES ELECTRÓNICOS IMPLICAN: ARREGLO TETRAÉDRICO DE LOS PARES ELECTRÓNICOS.  HIBRIDACIÓN sp3

ENLACE σ C – C EN EL ETANO CH3 – CH3

ESTRUCTURA DEL ETILENO C2H4 CH2 = CH2 ESTRUCTURA PLANA DISTANCIA DE ENLACE C – H = 110 pm C – C = 134 pm ÁNGULOS DE ENLACE CERCANOS A 120°

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES Se promueve un electrón del orbital 2s al orbital 2p vacio y se hibridan el orbital 2s con dos orbitales 2p, formando tres orbitales hibridos 2sp2, quedando un orbital 2p sin participar

2p

2p 2sp2

2s

2p

2sp2

2sp2 2p 2s

2sp2 2p

ENLACE σ EN EL ETILENO ORBITALES HIBRIDOS sp2

H H H

C

C ENLACE σ

ORBITALES pZ

H

FORMACIÓN DEL ENLACE π

(1)

LOS ENLACES π SE FORMAN AL SOBREPONERSE 2 ORBITALES p

c

c

ORBITALES pz

EJE INTERNUCLEAR

FORMACIÓN DEL ENLACE π

C σC

C σC

π

ENLACE π EN EL ETILENO π

σ

MOLÉCULA DE ACETILENO C2H2 TRIPLE ENLACE ESTRUCTURA LINEAL

H–C

C–H

ÁNGULO DE ENLACE 180°

LONGITUD DE ENLACE: C – C 120.3 pm C – H 106.1 pm

2p

2p

2sp

2s

2sp 2p

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES Se promueve un electrón del orbital 2s al orbital 2p vacío y se hibridan el orbital 2s con un orbital 2p, formando dos orbitales hibridos 2sp, quedando dos orbitales 2p sin participar

2p

2p 2sp

2s

HIBRIDACIÓN sp SE HIBRIDAN EL ORBITAL 2s Y UNO DE LOS TRES ORBITALES 2p, QUEDANDO DOS ORBITALES 2p PUROS.

2p

2p

2s

2sp

ENLACES σ EN EL ACETILENO p

s S O

ID R ÍB

H S LE

OR

A T I B

ENLACE π EN EL ACETILENO (1)

H

C

C H

EN LACES π E N EL ACETILE NO(2) H

C C H

ENLACES π EN EL ACETILENO(3) H

C

C H