Química 3 - Hibridación de Orbitales Atómicos PDF

# NHg Pelada ## Hibridación de Orbitales Atómicos En ocasiones la geometría de la molécula difiere de la que se esperaría teniendo en cuenta los O.A. Y es que el enlace puede formarse por combinación de orbitales dando lugar a orbitales híbridos en lugar de O.A. puros. Se obtiene teóricamente por...

# NHg Pelada ## Hibridación de Orbitales Atómicos En ocasiones la geometría de la molécula difiere de la que se esperaría teniendo en cuenta los O.A. Y es que el enlace puede formarse por combinación de orbitales dando lugar a orbitales híbridos en lugar de O.A. puros. Se obtiene teóricamente por superposición de O.A. **La hibridación de orbitales consiste en la evolución de los O.A. en cuanto a su forma y orientación dando lugar a orbitales híbridos que son iguales en energía, solo se diferencian en la forma y en la orientación espacial.** Existen varias hibridaciones posibles pero las más frecuentes son: 1. sp³ 2. sp² 3. sp | Tipo hibridación | Orbitales | Geometría | Ángulo | Enlaces | Ejemplo | | :---------------- | :-------- | :--------- | :------ | :------- | :------- | | sp³ | 4 orbitales híbridos (OH) sp³ | tetraédrica | 109.5° | simples C-C | CH₄ | | sp² | 3 OH sp² y un orbital p | triangular plana | 120° | dobles C=C | CO₂ | | sp | 2 OH sp y 2 orbitales p | lineal | 180° | triples C≡C | BeCl₂ | ### Hibridación sp³ (Tetraédrica) Surge de la combinación de 1 OA “s” y 3 OA “p” dando lugar a 4 OH “sp3”. Estos están dirigidos hacia los cuatro vértices del tetraedro formando ángulos de 109.5°. Esta hibridación es característica de moléculas orgánicas en enlace simple (CH₄) y permite explicar la geometría de otras moléculas como el H₂O, el NH₃ y el CCl₄. **Merano - CH₄** C: 2s² 2p² H: 1s¹ **La geometría tetraédrica y el momento dipolar es cero. Siendo la molécula apolar.** * Tiene cuatro enlaces σ (frontal) entre el H y el C. ### Hibridación sp² (Trigonal) Surge de la combinación de 1 OA “s” y 2 OA “p” dando lugar a 3 OH “sp2” dirigidos hacia los vértices del triángulo equilatero formando ángulos de 120°. La formula de cada OH es parecida a la anterior (sp³) pero un poco más redondeada pues tiene un orbital “p” puro. Esta hibridación es característica de los enlaces dobles en moléculas orgánicas; también nos ayuda a explicar la geometría de BF₃ y SO₃. **Etano - C₂H₄** * Sp²: 3s² 3p² y 1 p (sin hibridizar) ### Hibridación sp (lineal) Surge de la combinación lineal de un OA “s” con un OA “p”, dejando libres dos OH “sp” que forman entre ellos un ángulo de 180°. Quedan entonces dos orbitales “p” sin hibridizar (puros). Esta hibridación es característica del átomo de carbono en moléculas con triple enlace o de moléculas como el CO₂ y BeCl₂ **C₂H₂** **Etino - 3 enlaces** ### BF₃ 1. Ver promoción electrónica, peso antes Lewis. **F B F** Esto nos dice que el B forma 3 enlaces y el F un enlace simple **Excepción regla octeto: Boro hipovalente** **B: 2s² 2p¹** **F: 2s² 2p⁵** 2. Según la teoría Lewis el B forma 3 enlaces. 3. Ha ocurrido una hibridación sp² (igual tamaño, igual energía) **Orbital p del fluor** **Y sp² del boro.** **Enlaze frontal tipo σ.** 4. El boro hybridiza un OA “s” con dos OA “p” formando 3 OH “sp2”. La molécula de BF₃ se forma “por el solapamiento de los 3 OH sp²”, frontal con el OA semiocupado del F (2p). **La geometría de la molécula es triangular plana (porque el ángulo que formen es un triángulo equilatero) y la molécula es apolar.** **Cuando hay diferencia de electronegatividad hay que pintar los momentos.** # Geometría y Polaridad 1. **Lewis** * Tipos de enlaces entre átomos 2. **TRPECV** * Geometría de la molécula. Tengo en cuenta la repulsión en p. enlaz. y no enlaz (libres) 3. **Polaridad** * Diferencia de electronegatividad. Busco la M individuales * Si: Mr ≠ 0 polar * Mr = 0 apolar * Si: pintar M * No a tu casa 4. **Hibridación** * No tiene nada que ver polaridad **¿Hay diferencia de electronegatividad?** **H₂O** * H₂O: polar # Formulación orgánica | prefijos indicadores | mel | | :-------------------- | :------- | | met | 1C | | et | 2C | | prop | 3C | | but | 4C | | sufijos indicadores | no enlaces | | :-------------------- | :---------- | | ano | 1 enlace (-) | | eno | 2 enlaces (=) | | ino | 3 enlaces (≡) | **Metano: 1 C, 1 enlace simple** **Etano** H-C-C-H **C₂H₂, 2+2** **C₂H₆** **Cn H₂n+2** **Alcanos** **Cn H₂n+2** * CeH unidos por enlaces simples **Alqueno** **Cn H₂n** * propeno (C₃H₆) **Alquino** **Cn H_n** * Etino (C₂H₂) **Eteno: 2C, enl. doble** **H/C=C\H** **Propeno: 3C, enlace doble** **H/C=C-C-H** **Etino** **H-C≡C-H** # Hibridación σ * Triple enlace * 2 σ entre orbitales “p” puros * En una molécula con triple enlace entre carbonos, siempre habrá una hibridación sp. * Híbrido: solapamientos frontales. ### Hibridación sp² * **Molécula con doble enlace** * **Etano: C₂H₄** * **SP²:** 2C, doble enlace * → 2OA P + 1 M (C-C) orbitales puros “p” * → 3OH SP² + 1p" puro ### Hibridaciones inorgánicas * **Be c hibridación sp** * Be: 1s² 2p² * Ce: 3s² 3p⁵ * Ce: 3s² 3p⁵ * El berilio ha hibridado (s orbitales (1s y 1p) para formar 2 OH sp (180°) entre ellos y dos orbitales puros P sin hibridizar, es decir, dos híbridos y dos sin hibridizar. * La molécula de BeCl₂ se forma por el solapamiento frontal de los OH sp semiocupados del Be con el orbital p semiocupado del Ce. # Propiedades de los compuestos covalentes La formación de compuestos covalentes conduce a dos tipos de sustancias con propiedades y estructuras diferentes: sustancias moleculares y redes covalentes. * **Sustancias moleculares**: son sustancias constituidas por moléculas (por un número definido de átomos unidos por enlaces covalentes). Estos pueden ser polares o apolares. * Como en la mayoría de los casos, las fuerzas intermoleculares son débiles, es decir, sus puntos de fusión y ebullición son bajos generalmente, es decir, en condiciones ordinarias la mayoría están en estado gaseoso. Pero en otros casos las fuerzas intermolecular sí que son apreciables y estas se presentan en estado líquido o en algún caso sólido. * Son malos conductores de la electricidad y el calor. Y en cuanto a su solubilidad, los apolares son prácticamente insolubles en disolventes polares (H₂O). Pero se disuelven bien en disolventes no polares como el CCl₄, Tolueno, benceno éter, etc... Las sustancias polares son solubles en disolventes polares. * **Redes covalentes**: estos sólidos se forman por un nº indefinido de átomos unidos por enlaces covalentes fuertes formando así redes cristalinas covalentes como por ejemplo SiO₂, el diamante o el grafito. * Son sólidos a Tª ambiente, para fundirlos debemos romper los enlaces covalentes fuertes entre átomos. Por ello, los ptos. fusión y ebullición son generalmente altos. Son duros, insolubles y generalmente son malos conductores. * El diamante y el grafito tienen igual punto fusión pero difieren en lo siguiente: * **El diamante:** es duro, no conduce electricidad y es transparente. En cambio, * **El grafito:** no. * La diferencia de propiedades es consecuencia de la estructura de cada uno. En el diamante cada C se une a cuatro C en disposición tetraédrica, esto forma una red tridimensional de átomos fuertemente encadenados mediante enlaces covalentes. * El grafito presenta estructura en capas, cada capa está formada por átomos unidos por enlaces covalentes a otros diferentes. Las capas No están unidas por enlaces, sino por un tipo de fuerzas denominadas de Van der Waals que son más débiles que los que antes mencionamos. * el diamante es difícil de romper y no conduce la electricidad. Y su punto de fusión y ebullición son muy altos. * El grafito es muy buen conductor de la electricidad (picas) debido a los electrones del orbital “p” no hibridado que logran moverse entre capas. En cambio, el diamante No presenta buena conducción de la electricidad pues los electrones de valencia están rigidamente dispuestos formando enlaces por lo que no conduce a la electricidad (no permite una buena movilidad de los e-). # Fuerzas intermoleculares Son fuerzas de atracción entre moléculas covalentes. Pueden ser de dos tipos dependiendo de la naturaleza de las moléculas. Fuerzas de Van der Waals y puentes de hidrógeno. ### Fuerzas de Van der Waals Son responsables de la unión entre moléculas eléctricamente neutras tanto apolares como polares y se pueden considerar tres tipos: 1. **Fuerza depolo-dipolo**: son fuerzas atractivas entre dipolos formados por moléculas polares (a mayor momento dipolar mayor fuerza atractiva) **H-Cl** **H-Cl** * Esta fuerza es débil porque cargas de las moléculas son pequeñas y solo son efectivas cuando se encuentran muy próximas entre ellas. 2. **Fuerza dipolo-dipolo inducido**: las moléculas polares próximas a otras apolares, pueden provocar un ligero desplazamiento de la nube electrónica originando en esta un dipolo inducido. **H-Cl** **8-** **S+** **→ los e se desplazan, genera dip. inducido** 3. **Fuerza de dispersión o London**: se presenta en molécula neutras no polares; estas fuerzas se explican porque en un momento dado la molécula apolar sufre desplazamiento de la carga electrónica formando un dipolo instantáneo. La distribución cambia rápidamente y el momento dipolar promedio es nulo. El dipolo instantáneo puede inducir o polarizar otra molécula formando un dip. inducido. ### Puentes de hidrógeno Es un tipo especial de interacción dipólo-dipólo. Tiene lugar entre un átomo de H que forma un enlace covalente altamente polarizado, y un atomo muy electronegativo. El elemento muy electronegativo recarga gran parte de la carga del enlace generado, quedando carga altamente positiva en el H y altamente negativa en el otro átomo. Cuanto mayores la diferencia de electroneg, mayor es la interacción, y el puente de H es un enlace débil comparado en el enlace covalente o iónico. Aunque sea débil su presencia eleva a los puntos de fusión y ebullición.