LA TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN

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1 LA TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN
Cuando un átomo de carbono se combina, forma cuatro enlaces, es decir, es tetravalente, Sin embargo, su configuración electrónica forma dos enlaces ya que sólo dos de los electrones de valencia (los de tipo p) están desapareados. En efecto la configuración electrónica por orbitales del átomo de carbono es: 1s2 2s2 2px1 2py1 Electrones que pueden formar enlace

2 ¿Cómo se producen los otros dos enlaces?
La configuración electrónica es la que presenta el átomo de carbono en su estado fundamental o básico. Al entrar en combinación, no obstante, uno de los dos electrones de tipo 2s adquiere un poco más de energía,. la suficiente para llegar a ser un electrón de tipo p, y pasa a ocupar el orbital 2px, inicialmente vacío. Decimos entonces que hubo una promoción del electrón y que el átomo pasó de su estado fundamental a un estado excitado.

3 Estado fundamental Estado excitado
2p 2p t 2s 2s x y z x y z t 1s 1s Promoción 1s2 2s2 2px1 2py s2 2s1 2px12pz1 Estado fundamental Estado excitado En estado excitado, el carbono presenta cuatro electrones de valencia desapareados y por tanto, está en capacidad de formar cuatro enlaces: Sin embargo, todavía no está completamente resuelto nuestro problema. Los cuatro electrones de valencia en el estado excitado no tienen las mismas características mientras que hay uno de tipo s. Los otros tres tienen una energía mayor por ser de tipo p.

4 Los hechos experimentales indican que los cuatro enlaces que forma el carbono con un mismo (átomo) elemento como el hidrogeno es la molécula del metano (CH4) son iguales. Esto supone que los electrones tienen la misma energía, y que están en orbitales similares. La teoría de la hibridación considera que en la formación del enlace los átomos no siempre participan con sus electrones ubicados en sus orbitales atómicos, normales.

5 HIBRIDACIÓN TETRAEDRAL
En este tipo de hibridación participan los orbitales 2s 2px 2py 2pz , cada uno con un electrón. Estos cuatro electrones se hibridan para formar otros cuatro equivalentes, es decir, de igual energía los cuales se dirigen hacía los vértices de un tetraedro. Dichos orbitales híbridos, cada uno con un electrón se presentan por el símbolo Sp3, que indica que provienen de un orbital s y tres orbitales p.

6 Hibridación Trigonal En este caso se hibridan los orbitales 2s, 2px y 2py, y resultan 3 orbitales híbridos equivalentes y coplanares(en el mismo plano), que forman ángulos de 120º entre sí, cada orbital híbrido contiene un electrón y se denota por el símbolo sp2, su fórmula es similar a la del sp3 el orbital 2px, no se hibrida, sino que permanece «puro» y es perpendicular al plano formado por los orbitales híbridos

7 Hibridación digonal En la hibridación digonal sólo participan los orbitales atómicos 2s y 2px, obteniéndose dos orbitales híbridos equivalentes, de forma similar a los sp3 y sp2. Dichos orbitales se denotan por el símbolo sp y son colineales, es decir, forman ángulo de 180º entre sus ejes. Los orbitales 2py y 2pz, que no se hibridaron, quedan perpendiculares al eje de los híbridos.

8 Existen otras clases de hibridaciones, que se presentan en átomos diferentes al carbono. En ellas participan también electrones (u orbitales) de tipo d y ocurren principalmente en compuestos inorgánicos.