Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
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Hibridación


La hibridación es un concepto en química que se utiliza para predecir y explicar la geometría y las propiedades de las moléculas. Desarrollado a principios del siglo XX, el concepto ayuda a explicar cómo los orbitales atómicos se mezclan para formar nuevos orbitales híbridos equivalentes durante la formación de enlaces químicos. La idea de hibridación es importante para explicar las formas y los enlaces de las moléculas en una variedad de sustancias.

Comprendiendo los orbitales atómicos

Antes de profundizar en la hibridación, es importante entender qué son los orbitales atómicos. Los orbitales atómicos son las regiones donde es probable que se encuentren los electrones alrededor del núcleo de un átomo. Estos orbitales se denominan s, p, d y f según sus formas y niveles de energía.

- El orbital s es esférico. - Los orbitales p tienen forma de mancuerna y están orientados a lo largo de los ejes x, y y z. - Los orbitales d y f tienen formas más complejas.

En un átomo, los electrones llenan estos orbitales de acuerdo con el principio de Aufbau, la regla de Hund y el principio de exclusión de Pauli. Cuando los átomos se juntan para formar moléculas, sus orbitales atómicos se combinan o hibridan para formar nuevos orbitales que afectan la forma y la energía de la molécula.

¿Qué es la hibridación?

La hibridación es el proceso de combinar orbitales atómicos en nuevos orbitales híbridos que son adecuados para emparejar electrones y formar enlaces químicos en moléculas. Este proceso permite al átomo formar enlaces químicos más fuertes y estables.

En general, la hibridación implica la mezcla de orbitales en el mismo átomo, más que en átomos diferentes. Los diferentes tipos de hibridación se denominan según las características de los nuevos orbitales. Los tipos comunes incluyen:

  • sp
  • sp 2
  • sp 3
  • sp 3 d
  • sp 3 d 2

Hibridación en metano: Un ejemplo de hibridación sp 3

Tomemos el ejemplo del metano (CH 4) para entender cómo funciona la hibridación. El metano tiene un átomo de carbono unido a cuatro átomos de hidrógeno. En su estado básico, el carbono tiene un orbital 2s y tres orbitales 2p.

Configuración electrónica de estado fundamental del carbono: 1s 2 2s 2 2p 2

Para formar cuatro enlaces equivalentes con el hidrógeno, el carbono experimenta hibridación sp 3. En este proceso, el orbital 2s se combina con los tres orbitales 2p para formar cuatro orbitales híbridos sp 3 equivalentes.

Cada orbital híbrido sp 3 = (1s + 3p)
C H H

Cada uno de estos orbitales híbridos sp 3 se superpone con el orbital 1s del átomo de hidrógeno, formando cuatro enlaces σ (sigma), que son iguales en energía y tamaño. Esto le da al metano una geometría tetraédrica con un ángulo de enlace de aproximadamente 109.5 grados.

Otros tipos de hibridación

Hibridación sp en acetileno

El acetileno (C 2 H 2) es un ejemplo clásico de hibridación sp. En esta molécula, cada átomo de carbono está unido a un hidrógeno y a otro átomo de carbono. Aquí, el átomo de carbono experimenta hibridación sp combinando un orbital 2s y un orbital 2p para producir dos orbitales híbridos sp.

Cada orbital híbrido sp = (1s + 1p)

Los orbitales híbridos sp forman un enlace σ con el hidrógeno y otro enlace σ entre los dos átomos de carbono. Los orbitales 2p no hibridados restantes forman dos enlaces π (pi), dando al acetileno una forma lineal con un ángulo de enlace de 180 grados.

Hibridación sp 2 en eteno

El eteno (C 2 H 4), o etileno, muestra hibridación sp 2. Cada átomo de carbono en el eteno está unido a dos átomos de hidrógeno y a otro átomo de carbono. Esto se logra combinando un orbital 2s con dos orbitales 2p para formar tres orbitales híbridos sp 2.

Cada orbital híbrido sp 2 = (1s + 2p)

En el eteno, los orbitales híbridos sp 2 participan en los enlaces σ con los átomos de hidrógeno y los otros carbonos. Los orbitales 2p no hibridados restantes en cada carbono se superponen lateralmente para formar un enlace π, resultando en una estructura plana con un ángulo de enlace de 120 grados.

H H C C

Hibridación sp 3 d en pentacloruro de fósforo

El pentacloruro de fósforo (PCl 5) es un buen ejemplo de hibridación sp 3 d. En esta molécula, el fósforo está rodeado por cinco átomos de cloro. El orbital 3s, los tres orbitales 3p y un orbital 3d del fósforo se combinan para formar cinco orbitales híbridos sp 3 d iguales.

Cada orbital híbrido sp 3 d = (1s + 3p + 1d)

Estos orbitales híbridos se disponen en una estructura bipiramidal trigonal, donde tres de los cloros están en la posición ecuatorial con un ángulo de 120°, y dos de los cloros están en la posición axial con un ángulo de 180°.

Hibridación sp 3 d 2 en hexafluoruro de azufre

Un ejemplo de hibridación sp 3 d 2 se encuentra en el hexafluoruro de azufre (SF 6). En este compuesto, el azufre forma seis enlaces utilizando los orbitales 3s, 3p y dos orbitales 3d, formando seis orbitales híbridos sp 3 d 2 equivalentes.

Cada orbital híbrido sp 3 d 2 = (1s + 3p + 2d)

Estos se disponen en una geometría octaédrica donde todos los ángulos de enlace son de 90 grados. Esta estructura es altamente simétrica, lo que le da a SF 6 sus propiedades únicas.

Importancia de la hibridación

El concepto de hibridación es importante para comprender la geometría y los enlaces moleculares. Permite:

  • Predicción de ángulos de enlace y formas moleculares.
  • Comprender la equivalencia de los enlaces en moléculas como el metano.
  • Explicar las propiedades de compuestos complejos como los complejos de metales de transición.

Aunque existen varios métodos de teorías de enlace químico, la hibridación proporciona una forma sencilla de visualizar y predecir la estructura molecular y las interacciones.

Limitaciones de la hibridación

Aunque la hibridación es un concepto útil en la química general, tiene sus limitaciones. A menudo no es aplicable a:

  • Moléculas con características no covalentes.
  • Metales de transición (debido a complejas interacciones electrónicas).
  • Compuestos que involucran elementos más pesados, donde los efectos relativistas son importantes.

Métodos avanzados como la teoría del orbital molecular y la teoría del enlace de valencia pueden proporcionar descripciones más precisas para tales sistemas.

Conclusión

La hibridación es un concepto fundamental en la química que nos ayuda a entender cómo los átomos se enlazan y se arreglan en el espacio tridimensional. A través de ejemplos como el metano, el acetileno y el pentacloruro de fósforo, podemos apreciar la variedad de estructuras que surgen de este proceso de mezcla de orbitales atómicos. Aunque puede tener sus limitaciones, la hibridación sigue siendo una parte esencial de las herramientas del químico para entender el mundo molecular.


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