Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Hibridación y sus tipos


El fascinante concepto de hibridación juega un papel vital en la comprensión del enlace químico y la estructura molecular. La hibridación es un modelo teórico que describe la reorganización de orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos que son adecuados para el apareamiento de electrones para formar enlaces químicos, generalmente enlaces covalentes. Profundicemos en el concepto de hibridación, exploremos sus tipos y comprendamos cómo ayuda a predecir la geometría de las moléculas.

¿Qué es la hibridación?

La hibridación es el proceso de combinar orbitales atómicos en nuevos orbitales llamados orbitales híbridos. Este concepto fue introducido para explicar la estructura de moléculas como el metano (CH4), que no podía ser explicado satisfactoriamente usando las nociones existentes de estructura atómica. Los orbitales híbridos son degenerados, lo que significa que tienen el mismo nivel de energía, y comparten características de los orbitales atómicos constituyentes.

¿Por qué es importante la hibridación?

La hibridación ayuda a explicar lo siguiente:

  • Geometría molecular de compuestos.
  • Ángulos de enlace en moléculas.
  • Estabilidad y fuerza de los enlaces químicos.

Principios básicos de la hibridación

Existen varios principios clave sobre la hibridación que deben entenderse:

  1. Los orbitales híbridos se forman por la mezcla de orbitales atómicos ubicados en el mismo átomo.
  2. El número de orbitales híbridos formados es igual al número de orbitales atómicos mezclados.
  3. Los orbitales híbridos se orientan de tal manera que mantienen la máxima distancia entre sí y minimizan la repulsión de pares electrónicos.

Tipos de hibridación

La hibridación puede resultar en diferentes geometrías y tipos de enlaces. El tipo de hibridación depende del número y tipo de orbitales involucrados en la mezcla. Aquí están los tipos principales:

1. sp hibridación

En la hibridación sp, un orbital s y un orbital p se combinan para formar dos orbitales híbridos sp equivalentes. Cada orbital es de 50% de carácter s y 50% de carácter p. En este tipo, los orbitales están orientados a 180 grados entre sí, formando una geometría lineal.

Ejemplo: Acetileno (C2H2)

En el acetileno, los átomos de carbono están hibridizados sp. Cada átomo de carbono forma dos orbitales híbridos sp. Uno de ellos forma un enlace sigma con hidrógeno y el otro forma un enlace sigma con el otro átomo de carbono. Los orbitales p no hibridizados se superponen entre sí para formar enlaces pi, resultando en un triple enlace entre los átomos de carbono.

C - H : sp ≡ H - C : sp
H H SP SP

2. sp2 hibridación

En la hibridación sp2, un orbital s se mezcla con dos orbitales p, resultando en la formación de tres orbitales híbridos sp2 equivalentes. Estos orbitales están dispuestos en una configuración triangular planar con un ángulo de 120° entre ellos.

Ejemplo: Etileno (C2H4)

En el etileno, cada átomo de carbono está hibridizado sp2, y los orbitales hibridizados sp2 forman enlaces sigma con el hidrógeno y el otro carbono. Los orbitales p no hibridizados restantes se superponen para formar un enlace pi, formando un doble enlace entre los átomos de carbono.

H - C = C - H sp2
H H sp2 sp2

3. sp3 hibridación

En la hibridación sp3, un orbital s se mezcla con tres orbitales p, formando cuatro orbitales híbridos sp3 equivalentes. Estos orbitales adoptan una forma tetraédrica con un ángulo de enlace de 109.5°.

Ejemplo: metano (CH4)

En el metano, el carbono está hibridizado sp3, con cuatro orbitales híbridos sp3 formando enlaces sigma con hidrógeno.

H - C - H sp3
H H H H

4. sp3d hibridación

En la hibridación sp3d, un orbital s, tres orbitales p y un orbital d se combinan para formar cinco orbitales híbridos sp3d. Estos forman una disposición bipiramidal trigonal.

Ejemplo: Pentacloruro de fósforo (PCl5)

En el pentacloruro de fósforo, el fósforo está hibridizado sp3d, y forma cinco enlaces equivalentes con cloro, formando una forma bipiramidal trigonal.

P / |  Cl Cl Cl | | Cl Cl
Cloro Cloro Cloro Cloro Cloro Cloro

5. sp3d2 hibridación

En la hibridación sp3d2, un orbital s, tres orbitales p y dos orbitales d se combinan para formar seis orbitales híbridos equivalentes. Esto resulta en una disposición octaédrica.

Ejemplo: Hexafluoruro de azufre (SF6)

En el hexafluoruro de azufre, el azufre está hibridizado sp3d2. Forma seis enlaces con flúor en una forma octaédrica, con ángulos de enlace de 90°.

F | FSF | F  | / F
F F F F F F

¿Cómo determinar la hibridación?

Paso 1: Cuenta los electrones de valencia

Comienza con el número de electrones de valencia en el átomo central. Considera el efecto de los átomos circundantes y cualquier carga en la molécula o ion.

Paso 2: Determina la geometría molecular

Utiliza la teoría VSEPR (repulsión de pares de electrones de la capa de valencia) para predecir la geometría de la molécula. Esto ayuda a predecir cuántos orbitales híbridos se necesitan.

Paso 3: Usa el atajo de hibridación

Las regiones de densidad electrónica alrededor del átomo central pueden ayudar a predecir la hibridación. Aquí hay algunas pautas:

  • 2 áreas: sp
  • 3 regiones: sp2
  • 4 regiones: sp3
  • 5 regiones: sp3d
  • 6 regiones: sp3d2

Hibridación en diferentes compuestos

Agua (H2O)

La estructura del agua es angular y su ángulo de enlace es de 104.5°. El oxígeno en el agua está hibridizado sp3, con dos pares solitarios y dos enlaces simples con hidrógeno.

H - O - H sp3

Amoníaco (NH3)

El átomo de nitrógeno en el amoníaco está hibridizado sp3. Forma tres enlaces sigma con hidrógeno y retiene un par solitario, resultando en una forma piramidal trigonal.

H - N - H | H

Trifluoruro de boro (BF3)

El trifluoruro de boro muestra una hibridación sp2, en la que el boro forma tres enlaces sigma con flúor. Esto resulta en una forma triangular planar con un ángulo de enlace de 120°.

F | BF | F

Importancia de la hibridación en la química

La hibridación es un concepto importante para entender cómo las moléculas adoptan ciertas formas y tipos de enlace, lo que afecta las propiedades físicas y químicas de las reacciones químicas. Ofreció un modelo coherente que correlacionaba con los datos experimentales, ayudando a predecir estructuras moleculares y reactividad.

Si bien la hibridación es una herramienta teórica valiosa, es importante entender que simplifica en exceso la verdadera naturaleza cuántica de los electrones en los átomos. No obstante, sigue siendo un pilar en la educación química para explicar la geometría molecular y las características de enlace.

Conclusión

La hibridación sentó las bases para entender cómo los átomos se combinan para formar moléculas con geometrías específicas. Al mezclar orbitales atómicos, la hibridación explica las formas, ángulos de enlace y patrones de enlace de las moléculas, moldeando en última instancia el mundo de la química.


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Hibridación y sus tipos

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