Hybrid Orbitals explained - Valence Bond Theory | Orbital Hybridization sp3 sp2 sp

Summary

Este video ofrece una explicación sobre los orbitales híbridos, una teoría de enlace desarrollada por Linus Pauling en la década de 1930 para entender la distribución tridimensional de átomos en una molécula. Se analiza la hidrólisis en moléculas como metano, etileno, etino, amoníaco y agua, destacando cómo la hidrólisis afecta a elementos como el carbono, nitrógeno y oxígeno. Se describe cómo la hidrólisis se manifiesta en enlaces simples, dobles y triples, y cómo se relaciona con la geometría molecular y los ángulos de enlace, ilustrando con modelos de esferas, palos y garfios.

Takeaways

• 🧬 La teoría de los orbitales híbridos fue desarrollada por Linus Pauling en la década de 1930 para entender la colocación tridimensional de los átomos en una molécula.
• 🌐 La modelización de la teoría de los orbitales híbridos se aplica a un número limitado de elementos, pero a la mayoría de las moléculas presentes en la Tierra, como el carbono, nitrógeno y oxígeno.
• 🤝 La palabra 'híbrido' se refiere a una mezcla de variedades, como el mulo que es una mezcla de un caballo y un burro.
• 🔁 Los orbitales híbridos son un resultado de la mezcla de energías entre orbitales s y p, lo que cambia su forma y energía.
• 📏 Los orbitales 2sp3 son el resultado de la mezcla de un orbital 2s y tres orbitales 2p, creando cuatro orbitales híbridos equivalentes.
• 🌐 La geometría de los orbitales híbridos explica la distribución de los electrones de valencia en moléculas como el metano, donde los ángulos de enlace son idénticos.
• 🔗 Los enlaces sigma se forman por la superposición de orbitales híbridos y representan un enlace simple ocupado por un par de electrones.
• 🔁 En moléculas con dobles enlaces, como eteno (C2H4), la segunda parte del enlace proviene de la superposición de orbitales p no híbridados, formando un pi bond.
• 📐 Los orbitales 2sp2 son parte de la estructura de moléculas con dobles enlaces, y están dispersos en un plano perpendicular al orbital p no híbridado.
• 👆 En moléculas con triples enlaces, como etino (C2H2), un orbital p no híbridado se utiliza para cada pi bond, dejando dos orbitales p para los dos pi bonds.
• 🔬 La teoría de los orbitales híbridos también se aplica a moléculas con átomos de nitrógeno y oxígeno, como NH3 y H2O, donde se forman orbitales 2sp3 y se distribuyen en una forma tetraédrica.

Q & A

¿Qué son los orbitales híbridos y qué modelo de enlace representan?

Los orbitales híbridos son una mezcla de orbitales atómicos que se forman para explicar la distribución tridimensional de los átomos en una molécula, como lo es el modelo de enlace de valencia o teoría de enlace de Pauling.

¿Quién desarrolló la teoría de los orbitales híbridos y en qué década?

Linus Pauling desarrolló la teoría de los orbitales híbridos en la década de 1930.

¿Cuáles son algunos de los átomos del segundo período que se benefician de la teoría de los orbitales híbridos?

La teoría de los orbitales híbridos se aplica a un grupo limitado de átomos del segundo período, incluyendo carbono, nitrógeno y oxígeno.

¿Cómo se forman los orbitales híbridos 2sp3 y cuáles son sus componentes?

Los orbitales híbridos 2sp3 se forman mediante la mezcla de energías de un orbital 2s y tres orbitales 2p, resultando en cuatro orbitales híbridos equivalentes.

¿Qué nombre recibe la mezcla de orbitales y cómo se relaciona con la teoría de los orbitales híbridos?

La mezcla de orbitales se llama 'híbridación' y es el concepto central detrás de la formación de los orbitales híbridos.

¿Cómo se relaciona la geometría de los orbitales híbridos con la teoría VSEPR?

La teoría VSEPR (Teoría de la Electronegatividad de los Grupos de Electrones) se relaciona con la geometría de los orbitales híbridos, ya que la repulsión entre los orbitales equivalentes resulta en ángulos de enlace idénticos.

¿Qué son los enlaces sigma y cómo se forman?

Los enlaces sigma son los enlaces químicos formados por la superposición de orbitales híbridos o no híbridos, ocupados por un par de electrones.

¿Cómo se explica la formación de enlaces dobles en la molécula de eteno (C2H4) según la teoría de los orbitales híbridos?

En la molécula de eteno, los enlaces dobles consisten en una parte de enlace sigma formado por la superposición de orbitales 2sp2 y una parte de enlace pi formado por la superposición de orbitales p no híbridizados.

¿Cuál es la diferencia entre los orbitales híbridos 2sp3 y 2sp2 y cómo se relaciona con la formación de enlaces simples y dobles?

Los orbitales híbridos 2sp3 son formados por la mezcla de un orbital 2s y tres orbitales 2p, mientras que los orbitales 2sp2 son formados por la mezcla de un orbital 2s y dos orbitales 2p. Esto se relaciona con la formación de enlaces simples y dobles, ya que los enlaces simples se forman por la superposición de orbitales 2sp3 y los enlaces dobles incluyen una superposición de orbitales 2sp2 más un orbital p no híbridizado para el enlace pi.

¿Cómo se forman los enlaces triples en la molécula de etino (C2H2) según la teoría de los orbitales híbridos?

En la molécula de etino, los enlaces triples consisten en una parte de enlace sigma formado por la superposición de orbitales 2sp y dos partes de enlace pi formadas por la superposición de dos pares de orbitales p no híbridizados.

¿Cómo se relaciona la hipérbole de los átomos de nitrógeno y oxígeno en moléculas como NH3 y H2O con la teoría de los orbitales híbridos?

En NH3, el nitrógeno tiene tres enlaces sigma y un par de electrones no compartido, lo que se explica mediante la hipérbole 2sp3 con uno de los orbitales híbridos conteniendo un par de electrones no compartido. En H2O, el oxígeno tiene dos enlaces sigma y dos pares de electrones no compartidos, también explicado por la hipérbole 2sp3, pero con dos de los orbitales híbridos conteniendo pares de electrones no compartidos.

Outlines

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🔬 Teoría de los orbitales híbridos

Esta sección introduce la teoría de los orbitales híbridos o teoría de la valencia de enlace, desarrollada por Linus Pauling en la década de 1930. La teoría se centra en entender la disposición tridimensional de los átomos en una molécula, lo cual es fundamental para entender las propiedades moleculares. Se explorará la teoría a través de moléculas como el metano, etileno, etinileno, amoníaco y agua, enfocándose en elementos como el carbono, nitrógeno y oxígeno, que constituyen la mayoría de las moléculas en la Tierra. La teoría se basa en la mezcla de orbitales, como el ejemplo de la mula que es un híbrido de burro y caballo, y se explicará cómo los orbitales 2s y 2p del carbono se mezclan para formar orbitales híbridos 2sp3, que son esferoidales y equivalentes, lo que explica la geometría de enlace en moléculas como el metano.

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🌐 Modelos de enlace simple y doble

En esta sección, se profundiza en el modelo de enlace simple y doble a través de la teoría de los orbitales híbridos. Se utiliza el etileno (C2H4) como ejemplo para entender cómo se forman los enlaces dobles, que consisten en una unión sigma y una unión pi. La teoría de los orbitales híbridos explica que los átomos de carbono en etileno se hibridizan en 2sp2, dejando un orbital p no hibridizado para formar la unión pi. Los orbitales 2sp2 están dispuestos en un plano perpendicular al orbital p no hibridizado, formando ángulos de 120 grados. Además, se describe cómo se forman las uniones sigma y pi en el etileno y cómo se visualiza esta estructura en modelos moleculares como el de esferas y palos. Se concluye con una explicación de cómo se forman las uniones en moléculas con enlaces triples, como el etinileno (C2H2), donde se forman dos uniones pi perpendiculares además de la unión sigma.

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🌀 Hidridación de nitrógeno y oxígeno

Esta última sección se enfoca en la hidridación de átomos de nitrógeno y oxígeno, utilizando el amoníaco (NH3) y el agua (H2O) como modelos. Se describe cómo el nitrógeno en NH3 forma tres uniones sigma y tiene un par de electrones no unido, resultando en una configuración de orbitales híbridos 2sp3 con una forma tetraédrica. Del mismo modo, el oxígeno en H2O también se hibridiza en 2sp3, pero con seis electrones valientes, lo que resulta en dos uniones sigma y dos pares de electrones no unidos, o pares libres. Ambas moléculas muestran una geometría tetraédrica en sus orbitales híbridos, lo que se visualiza en modelos moleculares de llenado de espacio y de esferas y palos.

Keywords

💡Híbridos orbitales

Los hibridos orbitales son una teoría de enlace desarrollada por Linus Pauling en la década de 1930 para entender la distribución tridimensional de los átomos en una molécula. En el video, se relaciona con la forma en que los átomos como el carbono, nitrogeno y oxígeno forman enlaces, siendo fundamental para la comprensión de las propiedades moleculares. Por ejemplo, el carbono en la molécula de metano (CH4) forma hibridos orbitales 2sp3 para enlazar con cuatro átomos de hidrógeno.

💡Teoría de la valence

La teoría de la valence, también conocida como teoría de los hibridos orbitales, es un modelo de enlace químico que explica cómo se forman los enlaces entre átomos y la geometría de las moléculas. En el video, esta teoría es central para entender la estructura de moléculas como el metano, eteno y acetileno.

💡Mezcla

En el contexto de los hibridos orbitales, 'mezcla' se refiere a la combinación de orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos con propiedades intermedias. Por ejemplo, en el script se menciona que el carbono forma hibridos orbitales 2sp3 a través de una 'mezcla' de orbitales 2s y 2p.

💡Moléculas

Las moléculas son la unión de dos o más átomos mediante enlaces químicos. El video utiliza moléculas como el metano, eteno y agua para ilustrar cómo la teoría de los hibridos orbitales puede explicar su estructura y propiedades. Cada molécula tiene una distribución específica de hibridos orbitales que define su forma y comportamiento.

💡Energía

La energía es un concepto clave en la teoría de los hibridos orbitales, ya que la mezcla de orbitales ocurre para alcanzar un estado de energía más estable. En el video, se discute cómo los orbitales del carbono se mezclan para formar hibridos orbitales 2sp3, que tienen una energía intermedia entre los orbitales 2s y 2p.

💡Mezcla de energías

La mezcla de energías se refiere a la combinación de orbitales atómicos de diferentes niveles energéticos para formar orbitales híbridos con una energía promedio. En el script, se menciona que la formación de hibridos orbitales 2sp3 implica una mezcla de energías del orbital 2s y los orbitales 2p.

💡Enlaces sigma

Los enlaces sigma son un tipo de enlace químico que ocurre entre los orbitales híbridos de dos átomos. En el video, se describe cómo los enlaces sigma se forman a través de la superposición de orbitales 2sp3 en moléculas como el metano y el eteno.

💡Enlaces pi

Los enlaces pi son un tipo de enlace químico que ocurre a través de la superposición lateral de orbitales p no híbridos. El video explica cómo los enlaces pi se forman en moléculas con dobles o triples enlaces, como en el eteno y el acetileno.

💡Ácido valproico

El ácido valproico no es un término presente en el guion del video, pero podría ser un error tipográfico en lugar de 'hibridos orbitales'. En el contexto del video, los hibridos orbitales son cruciales para entender cómo los átomos forman enlaces y la estructura de las moléculas.

💡Moléculas planas

En el video, se discute cómo las moléculas como el eteno tienen una estructura plana debido a la orientación de los hibridos orbitales 2sp2 y el orbital p no híbrido. Este concepto es importante para entender la geometría molecular y la estabilidad de las moléculas.

💡Geometría molecular

La geometría molecular se refiere a la forma y la disposición espacial de los átomos en una molécula. El video utiliza la teoría de los hibridos orbitales para explicar las geometrías moleculares de moléculas como el metano, el eteno y el agua, donde la forma de los hibridos orbitales determina la estructura tridimensional de la molécula.

💡Enlaces triples

Los enlaces triples son un tipo de enlace químico compuesto por un enlace sigma y dos enlaces pi. En el video, se utiliza el acetileno como ejemplo para explicar cómo la teoría de los hibridos orbitales puede justificar la existencia de enlaces triples, donde se mezclan orbitales sp para formar el enlace sigma y dos orbitales p no híbridos para los enlaces pi.

💡Par de electrones solitario

Un par de electrones solitario es un par de electrones no involucrados en la formación de un enlace químico. En el video, se menciona cómo en moléculas como el amoniaco (NH3) y el agua (H2O), los átomos de nitrógeno y oxígeno tienen hibridos orbitales 2sp3 con un par de electrones solitario, lo que afecta la forma y las propiedades de las moléculas.

Highlights

Hybrid orbitals, also known as valence bond theory, were developed by Linus Pauling in the 1930s to understand the three-dimensional placement of atoms in molecules.

The model is particularly applicable to carbon, nitrogen, and oxygen, which constitute the majority of molecules on Earth.

Hybridization is a blending of atomic orbitals, similar to a mule being a blend of a horse and a donkey.

Carbon's valence electrons hybridize to an energy intermediate between 2s and 2p orbitals when bonding with four other atoms.

The resulting hybrid orbitals are named 2sp3, indicating one 2s and three 2p orbitals have combined.

Hybrid orbitals have a different shape than the original atomic orbitals, which is crucial for understanding molecular geometry.

The VSEPR model is explained by the equal repulsion of the four equivalent 2sp3 orbitals around a carbon atom.

Sigma bonds are formed by the overlap of hybrid orbitals, representing single bonds with a pair of electrons.

Ethene (C2H4) demonstrates how hybridization explains double bonds, with one sigma and one pi bond.

In a double bond, the pi bond comes from the overlap of unhybridized p orbitals.

Ethyne (C2H2) shows how triple bonds are formed with one sigma bond and two pi bonds through sp hybridization.

The two pi bonds in a triple bond are perpendicular to each other, each lying in a separate plane.

Ammonia (NH3) uses 2sp3 hybridization to account for three sigma bonds and a lone pair on nitrogen.

Water (H2O) also exhibits 2sp3 hybridization, with two sigma bonds and two lone pairs on oxygen.

The hybridization of nitrogen and oxygen in NH3 and H2O results in a tetrahedral arrangement of orbitals.

The video concludes by emphasizing the importance of hybridization in understanding molecular properties and geometry.

Transcripts

Hello and welcome to a video about hybrid orbitals, often called valence

bond theory. Developed in the 1930s by the great chemist Linus Pauling as a

model of bonding to understand the three-dimensional placement of atoms in

a molecule, and that is critical to our understanding of the properties that molecules have.

In this video we will look at methane, ethene, ethyne, ammonia,

and water as our models for hybridization. There is only a small

group of atoms in the second period that the model really works for, but among

those are carbon nitrogen and oxygen, which make up the vast majority of

molecules that exist on earth. So the model applies to a limited number of

elements but it applies by far to the majority of molecules. Let's take a look

at the word hybrid: it is a blending of two varieties. If you get a horse and

donkey together you get a mule, a blending or hybrid of a horse and a donkey.

Let's get to hybrid orbitals using carbon as our model. As a single

atom not bonded to anything, carbon has two electrons in 1s, two electrons and

2s, and two electrons in 2p. This electron configuration is the energy

arrangement of carbons electrons. However carbon rarely exists in nature as an

individual atom except momentarily while undergoing chemical reactions.

Carbon exists with its valence electrons bonded to other atoms. When carbon bonds to four

other atoms, carbon's four bonds are experimentally seen to be equivalent. And

so when the carbon atoms finds itself in a bonding situation, its bonding

electrons themselves exist at equivalent energies, which requires that they

hybridize to an energy that is intermediate between the 2s energy and

the 2p energy. Or you can think of it as a blending or hybridization of the two

energies, the s and p energies. And since the energies of these

electrons have now changed, the shape of the orbitals they occupy are different

as well, which we will see momentarily, and those are called hybrid orbitals.

They are named 2sp3 hybrid orbitals. The naming often confuses students so

before we go any further, let's take a look at where the 2sp3 name comes from:

The 2 comes from the second principal energy level that the valence

orbitals are in. The s comes from the 2s orbital contributing to the

hybridization, and the p comes from the 2p orbitals contributing to the

hybridization, and the 3 comes from the number of 2p orbitals used in

hybridization. Once hybridized, the 2s and 2p orbitals no longer exist, and so we

have four 2sp3 hybrid orbitals. Four 2sp3 hybrid orbitals derived from combining

the energies of one 2s orbital and three 2p orbitals, which gives a total of four 2sp3 orbitals.

Before we look at the shape of hybrid orbitals it would be helpful to

briefly review the atomic orbitals. The 1s orbital is a sphere, the 2s orbital

is a larger sphere surrounding 1s, and here we will get rid of 1s since we

are only concerned with the valence electrons. Each 2s orbital is a two lobed

shape converging at the nucleus. So there are

the three 2p orbitals. However when hybridization occurs the s and

p orbitals cease to exist, and the 2sp3 orbitals have an entirely different shape.

We can see that orbital hybridization explains the VSEPR

placement of carbon's four valence electrons since all four 2sp3

orbitals are equivalent, each 2sp3 orbital repels the others with

equal force, resulting in identical bond angles. The carbon atom only hybridizes

when it is in a bonding situation. Here, four hydrogen atoms bond to carbon by

overlapping their orbitals with carbon's hybrid orbitals. So what would be

the reason for this? If we go back and see that both carbon and hydrogen have

unpaired electrons, the overlap allows the electrons to pair and thus go to a

lower potential energy. The illustration here contains the valence electrons of

both carbon and hydrogen, and since everyone likes to visualize atoms as

spheres we can do the same: here is our carbon atom, and here are the hydrogens,

with the overlapping spheres, indicating the overlapping orbitals that constitute

the bond. The bonds are more readily discernible in a ball and stick model,

which also makes the bond angle more visible. Since all four sp3 orbitals are

equivalent, each bonding orbital repels the others with equal force resulting in

identical bond angles. The bonds in hybridization also have their own

nomenclature. The overlapping orbitals are called sigma bonds which represents

the single bond occupied by a single pair of electrons. What about double

bonds? How does the hybridization model explain double bonds? We will use ethene,

C2H4, to see what happens in a double bond. The single bonds we know are sigma

bonds, and the double bond also has a sigma bond, but the second bond of a

double bond is a pi bond. Let's see how hybridization and orbital overlap can

explain a double bond. The two carbon atoms in ethene are equivalent, so let's

look at one of the carbon atoms first. A pi bond comes from the overlap of

unhybridized p orbitals, and so the atom hybridizes only three orbitals,

leaving a p orbital unhybridized for the pi bond. The hybrid orbital is called 2sp2 the

superscript 2 denoting that only two 2p orbitals have contributed to the

hybridization. The 2sp2 hybrid orbitals exist in a plane perpendicular

to the unhybridized 2p orbital. Let's remove the 2p orbital for now to

more easily see that. The 2sp2 hybrid orbitals are spread out at a 120

degree angle, which means that they exist in a plane, and the plane is

perpendicular to the unhybridized 2p orbital. So this is what both carbon

atoms do when bonding occurs in ethene. Each carbon atom is sp2 hybridized.

The sigma bond occurs with 2sp2 orbital overlap. What about the pi bond?

The second bond of the double bond. Previously we said that it comes from

the unhybridized p orbitals, which we see here from both carbon atoms. The top and

bottom lobes of the 2p orbitals overlap above and below the axis of the sigma

bond forming a single pi bond. The space in which the now paired electrons move around.

The ball and stick model shows this double bond with two dashes.

To summarize, sigma bonds occur along the axis between nuclei. The pi bond occurs

above and below the Sigma axis where the p orbital lobes have overlapped.

The ethene molecule also bonds to four hydrogen atoms by overlapping with both

carbon's other 2sp2 hybrid orbitals, creating four more sigma bonds. In the

ball-and-stick model we can readily see that each carbon has a trigonal planar

geometry, and thus the whole molecule exists in a plane with the single pi

bond above and below that plane. Now let's look at how hybridization can be a

model for the triple bond using ethyne, C2H2.

The carbon-hydrogen bonds are sigma bonds, and the triple bond is one sigma

bond and two pi bonds. Let's see how hybridization can accommodate this.

Since pi bonds come from p orbitals, and we need two pi bonds, then two 2p

orbitals have to remain unhybridized, and so the remaining single 2s orbital

and a single 2p orbital will hybridize to two 2sp hybrid orbitals. And there is

also the violet 2px and the blue 2py orbitals. Here each green lobe is a single

orbital, and so they each have an electron, while both violet lobes

constitute the single 2px orbital with a single electron. And both blue lobes

constitute the single 2py orbital with a single electron. The other carbon in

C2H2 also has that same triple bond, and so it has the same hybridization.

Let's see what happens during bonding. sp orbitals from both carbons overlap,

forming a sigma bond. The upper lobes of the blue 2p orbitals overlap, as do the

lower two lobes, creating the first of the 2 pi bonds. Can you guess where the

second of the two pi bonds comes from? Yes that's right!

It is the overlapping of the violet 2p lobes. Let's get rid of the sigma bond

for a moment to take a look at something interesting. Each pi bond lies on a

separate plane and the two planes are perpendicular to each other, and so the

two pi bonds are perpendicular to each other. Finally, two hydrogens will

overlap with remaining sp hybrid orbitals, creating the C2H2 molecule.

The overlap of the space-filling model reflects the overlapping orbitals, which

is also represented by the ball-and-stick model. In the remainder of

the video we will look at hybridization of nitrogen and oxygen using NH3, ammonia,

as our model for nitrogen hybridization, and H2O, water, for our oxygen model.

In NH3, nitrogen has three sigma bonds and a lone pair, so how does hybridization

account for this? The hybridization is 2sp3, and nitrogen has 5 valence

electrons so one of the four 2sp3 hybrid orbitals has a pair of electrons. The three

sigma bonds come from the sp3 orbitals with a single

electron, so they can pair up, and so the remaining electron pair is a lone pair,

an unbonded pair of electrons. As with sp3 hybridization in carbon, nitrogen

hybrid orbitals spread out in a tetrahedral shape. And lastly water. Here

oxygen has two sigma bonds and two lone pairs. In water oxygen is also 2sp3

hybridized, but with six valence electrons: Two of

the sp3 orbitals have paired electrons. You can probably guess that the sp3

orbitals with a single electron will overlap with hydrogen, and the remaining

two pairs are unbonded, they are lone pairs. Again oxygen's hybrid orbitals

spread out in a tetrahedral shape. That's it for hybridization, the product of a

mad scientist! SEEYA!