Petroleo

HIBRIDIZACIÓN
Las teorías de enlaces presentadas hasta el momento no son suficientes para explicar algunos enlaces, como por ejemplo los del berilio, el boro o el carbono.

En teoría el carbono solo puede formar dos enlaces, pero en la práctica presenta cuatro enlaces.

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Una forma de explicar esta diferencia entre teoría y práctica es a través del concepto de hibridización,propuesto por Linus Pauling. Implica la mezcla de orbitales atómicos puros de diferente energía para obtener un número igual de orbitales híbridos. Todos los orbitales híbridos son isoenergéticos (tienen igual cantidad d energía), presentan una orientación determinada en el espacio y su número es igual al número de orbitales que originan la mezcla.
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Hibridación sp3

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Cuatroorbitales sp³
El átomo de carbono tiene seis electrones: dos se ubican en el orbital 1s (1s²), dos en el 2s (2s²) y los restantes dos en el orbital 2p (2p²). Debido a su orientación en el plano tridimensional el orbital 2p tiene capacidad para ubicar 6 electrones: 2 en el eje de las x, dos en el eje de las y , dos electrones en el eje de las z. Los dos últimos electrones del carbono seubicarían uno en el 2px, el otro en el 2py y el orbital 2pz permanece vacío (2px¹ 2py¹). El esquema de lo anterior es (cada flecha un electrón- las flechas tienen diferente sentido según el spin del electrón):
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Para satisfacer su estado energético inestable, un átomo de valencia como el del carbono, con orbitales parcialmente llenos (2px y 2py necesitarían tener dos electrones) tiende aformar enlaces con otros átomos que tengan electrones disponibles. Para ello, no basta simplemente colocar un electrón en cada orbital necesitado. En la naturaleza, éste tipo de átomos redistribuyen sus electrones formando orbitales híbridos. En el caso del carbono, uno de los electrones del orbital 2s es excitado y se ubica en el orbital 2pz. Así, los cuatro últimos orbitales tienen un electróncada uno:
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El estímulo para excitar al electrón del 2s 2pz es aportado por el primer electrón en formar enlace con un átomo con este tipo de valencia. Por ejemplo, el hidrógeno en el caso del metano. Esto a su vez incrementa la necesidad de llenado de los restantes orbitales. Estos nuevos orbitales híbridos dejan de ser llamados 2s y 2p y son ahora llamados (sp3: un poco de ambosorbitales):
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De los cuatro orbitales así formados, uno (25%) es proveniente del orbital s (el 2s) del carbono y tres (75%) provenientes de los orbitales p (2p). Sin embargo todos se sobreponen al aportar la hibridación producto del enlace. Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y el otro en el metano son equivalentes e iguales a un ángulo de 109°.

Hibridación sp2

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Configuración de los orbitales sp²
Estos mismos átomos que forman hibridaciones sp2 pueden formar compuestos con enlaces dobles. Forman un ángulo de 120º y su molécula es de forma plana. Las reglas de ubicación de los electrones en estos casos, como el alqueno etileno obligan a una hibridación distinta llamada sp2, en la cual un electrón del orbital 2s se mezcla solo con dos de losorbitales 2p:
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Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y el otro en el metano son equivalentes e iguales a un ángulo de 120°.

Hibridación sp

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 (por ejemplo el acetileno):



Forma y ángulos

Las formas de las moléculas enlazadas porhibridaciones de sus orbitales es forzada por los ángulos entre sus átomos:
• Sin hibridación: forma lineal
• Hibridación sp: forma lineal con ángulos de 180°
• Hibridación sp²: forma trigonal plana con ángulos de 120°. Por ejemplo BCl3.
• Hibridación sp³: forma tetraédrica con ángulos de 109.5°. Por ejemplo CCl4.


TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
Esta teoría se basa en...