HIBRIDACIÓN Y GEOMETRÍA MOLECULAR La teoría de la hibridación y de los orbitales moleculares, sugiere una idea lógica para comprender las interacciones atómicas, y del mismo modo, permite establecer con certeza las disposiciones espaciales de los átomos en un sistema molecular. Esta teoría explica la formación de nuevos orbitales a partir de los originales. Según esta, los orbitales atómicos (s, p, d, f) se combinan, generando orbitales atómicos hibridados . Cuando un electrón absorbe energía suficiente, es promovido a niveles de energía superiores, permitiendo que los orbitales que contienen a los electrones de valencia se superpongan unos con otros, generando la nueva clase de orbital. El siguiente diagrama explica en términos sencillos la disposición de los electrones en los átomos del grupo IV-A del sistema periódico. Así por ejemplo en el carbono se tiene que: Se concluye que este átomo tiene la propiedad de generar varios tipos de hibridaciones diferentes; estas son sp3d2, sp3d, sp3, sp2 y sp. Con los orbitales híbridos se generan los enlaces conocidos como sigma (σ), mientras que con los orbitales atómicos “normales” se generan los enlaces pi (π). Teoría de hibridación. Un enlace químico covalente se forma por la superposición de orbitales atómicos, que contienen electrones de valencia. Para lograr esto es necesario que los orbitales atómicos se mezclen originando nuevos orbitales denominados híbridos. Lo anterior sólo ocurre cuando los orbitales predecesores presenten igual energía. El número de orbitales híbridos es siempre igual al número de orbitales atómicos originales. Hibridación sp 3 :
Los orbitales híbridos sp3 se forman por combinación de un orbital s y tres orbitales p, generando 4 orbitales híbridos. Cada uno de ellos puede contener un máximo de dos electrones, por lo que existe repulsión entre estos. Como consecuencia de lo anterior los
orbitales se ordenan adoptando la geometría de un tetraedro regular (mínima repulsión). El átomo con hibridación sp3 genera 4 enlaces σ y los ángulos de enlace en estas moléculas son 109,5º . Sin embargo, un átomo con hibridación sp3 puede generar tres geometrías moleculares, al utilizar sus cuatro orbitales, solo tres de ellos, o bien dos; así las geometrías respectivas serán: un tetraedro, una pirámide de base trigonal o una molécula angular. Hibridación sp 2 :
Los orbitales híbridos sp2 se forman por combinación de un orbital s y dos orbitales p, generando 3 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio en forma de triangulo (forma plana trigonal) para evitar repulsión. El átomo con hibridación sp2 forma 3 enlaces σ y 1 enlace π. Los ángulos de enlace son de 120º. Un átomo con hibridación sp2 puede usar los tres orbitales o solo dos de estos para generar enlaces, con lo que sus moléculas pueden ser triangulares o angulares. Hibridación sp: Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital s y un orbital p, generando 2 orbitales híbridos . Estos orbitales se ordenan adoptando geometría lineal para experimentar la mínima repulsión. Los átomos con hibridación sp utilizan siempre su par de orbitales híbridos para formar enlaces, con lo cual se generan siempre moléculas lineales , por lo que su ángulo de enlace es 180º.
Para entender mejor la relación que existe entre las distintas hibridaciones y la geometría molecular utilizaremos modelos en donde se muestran trazos con un par de puntos cada uno, que representan los orbitales con sus pares de electrones. Utilizaremos la siguiente notación para describir la geometría molecular: A: átomo central. X: átomo unido al átomo central. E: pares de electrones libres del átomo central.
Orbitales híbridos y sus geometrías. Número de coordinación 2 3 4 5 6
Distribución
Orbital híbrido
Lineal angular Plana triangular Pirámide trigonal Tetraedro Plana cuadrada Bipirámide trigonal Pirámide tetragonal Plana pentagonal Octaedro
sp, pd, sd sd sp2, p2d pd2 sp3, sd3 p2d2, sp2d sp3d, spd3 sp2d2, sd4, pd4 , p2d2 p2d3 p3d2
La energía reticular o energía de red es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico en sus iones gaseosos. En otras palabras, es la energía que se obtendría de la formación de un compuesto iónico a partir de sus iones gaseosos. Muestra la estabilidad de la red cristalina. La energía reticular presenta dimensiones de energía/mol y las mismas unidades que la entalpía estándar ( ), pero de signo contrario, es decir kJ\ /mol . No es posible medir la energía reticular directamente. Sin embargo, si se conoce la estructura y composición de un compuesto iónico, puede calcularse, o estimarse, mediante la ecuación que proporciona el modelo iónico y que se basa entre otras leyes en la Ley de Coulomb. Alternativamente, se puede calcular indirectamente a través de ciclos termodinámicos. Tipos de estructuras cristalinas, los puntos equivalentes a los vértices también pueden aparecer en otras posiciones de la celdilla unidad, produciendo 14 tipos de redes cristalinas:
Tabla representativa de algunos tipos de estructuras y sus radios iónicos:
a) Cúbica simple
b) cúbica centrada en el cuerpo
c) cúbica centrada en las Caras
