Contenido
- TL; DR (demasiado largo; no leído)
- Orbitales Hibridados
- Sp Hybridization
- Hibridación Sp2
- Hibridación Sp3
- Números estéricos más altos
Predecir los ángulos entre los átomos unidos utilizando la teoría de la repulsión del par de electrones de la capa de valencia (VSEPR). El número estérico, el total de otros átomos y pares de electrones solitarios unidos a un átomo central, determina la geometría de una molécula. Los pares de electrones solitarios residen en la capa externa (cenefa) de un átomo, y no se comparten con otros átomos.
TL; DR (demasiado largo; no leído)
Si bien no puede usar VSEPR para calcular los ángulos de enlace, ayuda a determinar esos ángulos en función del número estérico. Solo el hidrógeno tiene un número estérico de uno, y la molécula H2 tiene una forma lineal.
Orbitales Hibridados
Un electrón orbita un átomo en una forma característica determinada por el lugar más probable para encontrar el electrón en cualquier momento. Los electrones se repelen entre sí porque todos tienen cargas negativas, por lo que los orbitales le dan a cada electrón la máxima distancia posible de sus vecinos. Cuando un electrón de valencia forma un enlace covalente con otro átomo, el orbital cambia en un proceso llamado hibridación. VSEPR predice ángulos de enlace basados en orbitales hibridados, pero no es exacto para ciertos compuestos metálicos, sales gaseosas y óxidos.
Sp Hybridization
El orbital híbrido más simple es sp, que corresponde a un número estérico de dos. El ángulo de enlace es lineal, o 180 grados, cuando el átomo no tiene pares de electrones solitarios. Un ejemplo es el dióxido de carbono. Por el contrario, una molécula de nitrógeno tiene un solo par de electrones. Esto le da una forma lineal pero un orbital no hibridado y, por lo tanto, no tiene ángulo de enlace.
Hibridación Sp2
Un número estérico de tres conduce a la formación de orbitales sp2. Los ángulos de enlace dependen del número de pares de electrones solitarios. Por ejemplo, el tricloruro de boro no tiene pares solitarios, una forma plana trigonal y ángulos de enlace de 120 grados. La molécula de trioxígeno O3 tiene un solo par y forma una forma doblada con ángulos de enlace de 118 grados. Por otro lado, O2 tiene dos pares solitarios y una forma lineal.
Hibridación Sp3
Un átomo con un número estérico de cuatro puede tener de cero a tres pares de electrones solitarios dentro de un orbital hibridado sp3. El metano, que no tiene pares solitarios, forma un tetraedro con ángulos de enlace de 109.5 grados. El amoníaco tiene un solo par, creando ángulos de enlace de 107.5 grados y una forma piramidal trigonal. El agua, con dos pares de electrones solitarios, tiene una forma doblada con ángulos de enlace de 104.5 grados. Las moléculas de flúor tienen tres pares solitarios y una geometría lineal.
Números estéricos más altos
Los números estéricos más altos conducen a geometrías más complejas y diferentes ángulos de enlace. Además de VSEPR, teorías complicadas como los campos de fuerza molecular y la teoría cuántica también predicen ángulos de enlace.