Page 465 - Quimica - Undécima Edición

10.4 Hibridación de orbitales atómicos 435

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de los componentes rojo y azul de las disoluciones originales, los orbitales híbridos sp
poseen características de ambos orbitales s y p.
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El amoniaco (NH 3 ) es otro ejemplo de hibridación sp . En la tabla 10.1 se muestra
que la distribución de los cuatro pares de electrones es tetraédrica, por lo que los enlaces
N
en el NH 3 se explican suponiendo que el N, al igual que el C en el CH 4 , presenta una H H
2
3
2
3
hibridación sp . La confi guración electrónica del N en su estado fundamental es 1s 2s 2p ,
3
por lo que el diagrama orbital para el átomo de N con hibridación sp es
H
Figura 10.9 El átomo de N
h h h hg
3
con hibridación sp en el NH 3 .
3
Tres orbitales híbridos sp forman
orbitales sp 3 enlaces con los átomos de H. El
cuarto orbital está ocupado por
el par libre del nitrógeno.
Tres de los cuatro orbitales híbridos forman los enlaces covalentes NOH, en tanto que el
cuarto orbital híbrido contiene el par libre del nitrógeno (fi gura 10.9). La repulsión entre
el par de electrones libres y los electrones de los orbitales enlazantes hace que disminuyan
los ángulos de enlace HNH de 109.5° a 107.3°.
Es importante comprender la relación entre la hibridación y el modelo RPECV.
Utilizamos la hibridación para describir el esquema de enlace una vez que se ha predicho
la distribución de los pares de electrones utilizando el modelo RPECV. Si dicho modelo
predice una distribución tetraédrica de los pares de electrones, suponemos que ocurrió una
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hibridación de un orbital s y tres orbitales p para formar cuatro orbitales híbridos sp . Los
siguientes ejemplos muestran otros tipos de hibridación.

Hibridación sp
El modelo RPECV predice que el cloruro de berilio (BeCl 2 ) es una molécula lineal. El
diagrama orbital para los electrones de valencia del Be es

hg
2s 2p

Sabemos que el Be en estado fundamental no forma enlaces covalentes con el Cl porque
sus electrones están apareados en el orbital 2s. Así que recurrimos a la hibridación para
explicar el comportamiento de los enlaces del Be. Primero promovemos un electrón del
orbital 2s a un orbital 2p, de lo que resulta

h h
2s 2p

Ahora el Be tiene dos orbitales disponibles para el enlace, el 2s y el 2p. Sin embargo, si
dos átomos de Cl se combinan con el Be en este estado excitado, un átomo de Cl com-
partiría un electrón 2s; en tanto que el otro Cl compartiría un electrón 2p, formándose dos
enlaces BeCl no equivalentes. Este esquema contradice las evidencias experimentales. En
la molécula real de BeCl 2 , los dos enlaces BeCl son idénticos en todos los aspectos. Así,
los orbitales 2s y 2p se deben mezclar, o llevar a cabo una hibridación, para formar dos
orbitales híbridos sp equivalentes:

h h

orbitales sp orbitales vacíos 2p