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hibridacion sp3 forma alotropica del diamante.

FUENTES BIBLIOGRAFICAS

http://www.google.com.mx/imgres?imgurl=https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEgUKYBrScZJKNkiishaRKN0SA67MalGGINsmb1GFnJQ3b4FmyfIGozDorI30PYk2BYKS0sK8DgXKsWAF7QgFBA29-PFNSFz_pC04mD_nzMMHFu4goOw3jmg9d0lQvBOlA7jNa1SsgzWjS3-/s320/Image4456.gif&imgrefurl=http://edymar1990.blogspot.com/2010/03/quimica-del-carbono-2.html&usg=__titv9yJj-ZkebgK4q10U6PtzeIU=&h=175&w=320&sz=68&hl=es&start=0&zoom=1&tbnid=87AxAtBHGtMJJM:&tbnh=111&tbnw=203&ei=SSvwTc7IBqPq0QGy7cXbAw&prev=/search%3Fq%3DESQUELETOS%2BDE%2BLOS%2BELEMENTOS%2BHIBRIDACION%2BSP3%26hl%3Des%26biw%3D1276%26bih%3D839%26gbv%3D2%26tbm%3Disch&itbs=1&iact=rc&dur=123&page=1&ndsp=24&ved=1t:429,r:5,s:0&tx=54&ty=87

http://www.jccanalda.es/jccanalda_doc/jccanalda_ciencia/quimica/articulos-quimica/carbono-2.htm

Enlace triple en la molécula de acetileno, con hibridación sp

Existe todavía una tercera posibilidad, la del enlace triple (≡). Aquí el mecanismo es similar: tan sólo hibridan el orbital s y uno de los p, produciendo dos híbridos sp que tienen una estructura lineal y también enlazan de forma lineal mediante un enlace σ. Los dos orbitales p restantes actúan como en el caso anterior, formando dos enlaces π laterales situados en planos perpendiculares, pero ambos dirigidos en la misma dirección que la del σ, es decir, entre el átomo central y uno de los dos a los que está enlazado, mientras que con el otro el enlace ha de ser forzosamente sencillo. Otra posible opción es la de los cumulenos, con un carbono con hibridación sp repartiendo sus dos enlaces π entre los dos átomos vecinos formando dos enlaces dobles contiguos -o acumulados- del tipo -C=C=C-, pero se trata de un sistema menos estable energéticamente que la distribución -C-C≡C-.
Como cabe suponer, para que se pueda dar un enlace múltiple, tanto doble como triple, los dos carbonos contiguos han de contar con la hibridación adecuada, la misma para ambos.
Si resumimos todo lo comentado hasta ahora, entenderemos fácilmente la gran versatilidad del carbono para formar infinidad de formas moleculares, sobre todo teniendo en cuenta que tanto los distintos tipos de estructuras -lineales, ramificadas, cíclicas- como los diferentes enlaces -sencillo, doble o triple- se pueden combinar en una misma molécula, lo que da como resultado un número de configuraciones diferentes potencialmente infinitas.
Un caso particular de estructura de especial relevancia es lo que se denomina enlaces dobles conjugados, consistente en una serie de dos o más enlaces dobles alternados con enlaces sencillos del tipo -C=C-C=C- etcétera. Nótese que es un caso diferente al de los enlaces dobles contiguos, o cumulenos, ya que aquí, entre cada dos enlaces dobles siempre aparece uno sencillo. ¿Qué tiene de particular esta configuración? Bien, mucho me temo que tendremos que hacer un pequeño esfuerzo de representación espacial para comprenderlo. Al disponer de un único enlace doble, estos carbonos tienen una hibridación sp² y, por lo tanto, una estructura de enlaces plana -la de los híbridos sp²- mientras que el enlace π es, como ya he comentado, lateral, discurriendo por encima y por debajo -estos enlaces tienen un doble lóbulo, pero mejor no complicamos más las cosas- del plano que determinan los tres enlaces híbridos, incluyendo claro está su compañero con el que forma el enlace doble. Eso por un lado, pero ¿qué pasa por el otro? Sí, ya sé que también existe un tercero, pero podemos suponer que por allí hay otro tipo de átomo, como por ejemplo un hidrógeno, o bien alguna ramificación -radical, en terminología química-, ya que la cadena de carbonos que estamos estudiando se puede considerar lineal

Enlace doble en la molécula de etileno, con hibridación sp²

¿Qué ocurre con el tercer orbital p, que no había entrado en la hibridación? Se queda tal como está, pero también puede formar un enlace con un átomo vecino, si bien de distinto tipo que los de sus compañeros. Así, mientras los enlaces de los híbridos, tanto sp³ como sp² son frontales -los químicos los llamamos enlaces σ-, los enlaces de los orbitales p solitarios son laterales, denominándoseles enlaces π. Un punto importante a tener en cuenta es que los enlaces π sólo pueden formarse entre dos átomos vecinos cuando entre ellos ya existe previamente uno σ; es decir, no pueden existir de forma aislada. Por esta razón, al conjunto de los dos enlaces -σ y π- existentes entre dos átomos determinados se le llama enlace doble… aunque en esencia no lo sea, puesto que ambos enlaces sencillos no son equivalentes. Este tipo de enlaces, que se representan gráficamente con una línea doble (=),  puede producirse entre dos carbonos o bien entre un carbono y otro átomo que admita también este tipo de hibridación, como ocurre con el oxígeno, el nitrógeno o el azufre.

DIBUJOS DE VARIOS TIPOS DE ESQUELETOS QUIMICOS PARA REPRESENTAR LA HIBRIDACION SP3, SP2 Y SP.

Molécula de metano, con hibridación sp³

En resumen, puede decirse que el carbono tiene la posibilidad de enlazarse hasta con cuatro átomos distintos -el monóxido de carbono, con un átomo de carbono unido a un único átomo de oxígeno es una excepción-, es decir, dispone de cuatro enlaces disponibles; pero no siempre actúa así. Los cuatro orbitales -que son los que hacen posibles los enlaces- de que dispone el carbono no son idénticos, ya que uno de ellos -el orbital 2s según la terminología química- es diferente de los otros tres orbitales 2p. Sin embargo en la práctica lo que ocurre es que estos orbitales se hibridan, creando unos orbitales híbridos que comparten las características de sus progenitores siendo esta vez todos ellos idénticos. Así, la opción más inmediata es disponer de cuatro orbitales híbridos sp³, terminología que quiere decir que cada uno de estos cuatro orbitales está formado por una cuarta parte del orbital s original y las tres cuartas partes restantes procedentes de los orbitales p.
Estos orbitales tienen una geometría determinada que puede ser calculada gracias a la mecánica cuántica, resultando una estructura tetraédrica. Es decir, podemos imaginarnos al carbono como una bolita de la que surgen cuatro enlaces a modo de barra, todos idénticos y dibujando los vértices de un tetraedro en cuyo centro estaría el átomo de carbono. Ésta es la configuración más habitual del carbono, y es la que determina la geometría de muchos de sus compuestos, desde el diamante -carbono puro cristalizado en una red tetraédrica- hasta el metano, con un átomo de carbono rodeado de cuatro hidrógenos también en forma tetraédrica.

Cadena lineal de átomos de carbono tetraédricos, con hibridación sp³

Si en vez de un único átomo de carbono consideramos una cadena de átomos del mismo, nos encontraremos con un esqueleto aproximadamente lineal, pero con los eslabones zizagueando de forma cíclica, ya que el ángulo formado entre los sucesivos átomos de carbono es el que determina la geometría tetraédrica, 109,5º concretamente. Además esta distribución no es plana, sino tridimensional, un factor a tener en cuenta tal como veremos más adelante. Puesto que cada uno de los átomos de carbono de la cadena tendrán ocupados dos de sus cuatro enlaces con los carbonos vecinos -salvo que sean terminales, en cuyo caso sólo ocuparán uno-, le quedarán libres los dos restantes con los que se podrá enlazar con otros átomos o grupos de átomos, bien de carbono bien de elementos químicos distintos.
Pero, tal como apuntaba, no es esta la única posibilidad que tiene el carbono de formar enlaces. Otra opción es que hibride sólo tres de sus cuatro orbitales, concretamente el s y dos de los tres p, formando tres híbridos sp². Éstos tienen una geometría diferente de los anteriores, ya que forman un triángulo equilátero con ángulos entre sí de 120º. Y son planos, a diferencia de los sp³. Así pues, una molécula o fracción de molécula en la que los átomos de carbono presenten esta hibridación será asimismo plana.

El neón completa el nivel dos y al igual que el helio tiene una configuración estable.
Las configuraciones electrónicas pueden también escribirse de manera abreviada haciendo referencia al último nivel completo. Para ello, debemos ocupar la configuración de los gases nobles, ya que ellos tienen todos su orbitales completos con electrones (s2p6), como por ejemplo en el caso del helio (s2) y neon (s2p6) como se muestra en la tabla anterior.

• Así la configuración del sodio Na, la podemos escribir como [Ne]3s1
• También podemos escribir la configuración del litio como [He]2s1

A los electrones que pertenecen a un nivel incompleto se les denomina electrones de valencia.
El gas noble Argón representa el final del período iniciado por el sodio para n=3

1s 2s 2p 3s 3p

Ar 18

[Ne] 3s2 3p6

En el siguiente elemento, el potasio con 19 electrones, deberíamos empezar a llenar los orbitales 3d. Sin embargo el comportamiento químico del potasio es similar al de litio y el sodio, ambos con un electrón de valencia desapareado en un orbital s, por lo que al potasio le correspondería la configuración [Ar] 4s1. Por lo tanto, el orbital 4s tendrá que tener menor energía que los orbitales 3d (el apantallamiento de los electrones en los orbitales 3d es mayor que el de los electrones en los orbitales 4s).

Lo mismo ocurre a partir del elemento Sc (Z = 21) [Ar] 3d1 4s2. El último electrón no se agrega al subnivel 4p, sino al 3d, como lo indica el orden energético. Lo mismo sucede con las configuraciones de los emenetos Ti (Z = 22) y V (Z = 23). Con el cromo (Cr Z = 24) surge otra aparente anomalía porque su configuración es [Ar] 3d5 4s1. La lógica de llenado habría llevado a [Ar] 3d4 4s2, sin embargo la distribución fundamental correcta es la primera. Esto se debe a que el semillenado de orbitales d es de mayor estabilidad, puesto que su energía es más baja.

Con el cobre Cu Z = 29 sucede algo similar al cromo, pusto que su configuración fundamental es [Ar] 3d10 4s1. La configuración [Ar] 3d9 4s2 es de mayor energía. La configuración con 10 electrones en orbitales d, es decir, el llenado total de estos orbitales es más estable.

La flecha indica el valor del cuarto número cuántico, el de spin: para +1/2: ­ y para –1/2, respectivamente.
También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de litio como:
Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos magnéticos y se dice que son electrones apareados. Un ejemplo son los dos electrones que ocupan el orbital 1s en el átomo de Litio. De manera similar decimos que el electrón que ocupa el orbital 2s orbital está desapareado.
En la tabla a continuación vemos como se distribuyen los electrones de los átomos en orden creciente a su número atomico (Z):

En el helio se completa el primer nivel (n=1), lo que hace que la configuración del He sea muy estable.
Para el Boro el quinto electrón se sitúa en un orbital 2p y al tener los tres orbitales 2p la misma energía no importa cuál de ellos ocupa.
En el carbono el sexto electrón podría ocupar el mimo orbital que el quinto u otro distinto. La respuesta nos la da:
la regla de Hund: la distribución más estable de los electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espínes paralelos.
Los electrones se repelen entre sí y al ocupar distintos orbitales pueden situarse más lejos uno del otro. Así el carbono en su estado de mínima energía tiene dos electrones desapareados, y el nitrógeno tiene 3.

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

• Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).
• Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).
• Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Ejemplo:

Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital, según el principio de construcción de Aufbau.

Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto spin (ms). El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía: