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En las hibridaciones
altas sp³dⁿ, el código AXₘEₙ permite identificar rápidamente la geometría
molecular alrededor del átomo central. La letra A representa el
átomo central; X indica los átomos enlazados a él, y E señala los
pares de electrones no enlazantes. Los subíndices muestran cuántos grupos de
cada tipo existen.
Por ejemplo, en SF₆
el azufre está unido a seis átomos de flúor y no posee pares libres: su código
es AX₆. Al haber seis regiones de densidad electrónica, el modelo
tradicional las asocia con una disposición sp³d² y una geometría octaédrica.
En ClF₅, el cloro forma cinco enlaces y conserva un par no enlazante: AX₅E;
las seis regiones electrónicas producen una geometría molecular de pirámide
cuadrada.
En XeF₄, el xenón
forma cuatro enlaces y posee dos pares no enlazantes, por lo que se clasifica
como AX₄E₂. Aunque sus seis regiones electrónicas se distribuyen
inicialmente como un octaedro, los pares libres se separan hacia
posiciones opuestas. Así, los cuatro enlaces restantes quedan en un mismo plano
y originan una geometría cuadrado planar.
Hibridación sp3d
Las
hibridaciones sp³ permiten explicar el octeto electrónico en
muchas moléculas. En este modelo, los cuatro orbitales híbridos de valencia
pueden alojar hasta ocho electrones. Sin embargo, no todas las
sustancias cumplen la regla del octeto: algunos átomos de periodos superiores
pueden formar estructuras con más electrones alrededor del átomo central.
Pentacloruro de fósforo: Primero escribimos la fórmula molecular
e identificamos el átomo central, pues este determina la geometría
molecular: PCl₅. El fósforo presenta la configuración P =
[Ne]3s(↑↓)3p(↑)(↑)(↑). Con una hibridación sp³ solo se describirían cuatro
orbitales híbridos, insuficientes para explicar los cinco enlaces P—Cl.
En el modelo de hibridación,
se incluyen un orbital s, tres orbitales p y un orbital d disponibles, formando
cinco orbitales híbridos sp³d: P = [Ne]3sp³d(↑)(↑)(↑)(↑)(↑). Cada orbital
semiocupado puede solaparse con un orbital de un átomo de cloro y formar un enlace
σ.
Así, el fósforo
queda rodeado por cinco regiones de enlace. Según la Figura [Geometría
molecular], esta distribución corresponde a una geometría trigonal
bipiramidal: tres átomos de cloro ocupan posiciones ecuatoriales y dos se
sitúan en posiciones axiales.
Figura 1. [Geometría del PCl₅]. El PCl₅
presenta geometría trigonal bipiramidal: tres enlaces P—Cl ecuatoriales
forman un plano con ángulos de 120°, mientras dos enlaces axiales se sitúan
arriba y abajo. Los enlaces axiales son más largos y débiles por sus
tres interacciones de 90°. Esta estructura explica su reactividad como
agente de cloración y su utilidad en síntesis química de compuestos orgánicos e
inorgánicos diversos.
Tetrafloruro de azufre: Primero escribimos la fórmula molecular
e identificamos el átomo central, pues este determina la geometría
molecular: SF₄. El azufre presenta la configuración electrónica S =
[Ne]3s(↑↓)3p(↑↓)(↑)(↑). Para describir cuatro enlaces S—F y un par de
electrones no enlazantes, el modelo de hibridación requiere cinco orbitales de
valencia.
En este modelo, un
electrón de un orbital p se promueve hacia un orbital d vacío y se forman cinco
orbitales híbridos sp³d: S = [Ne]3sp³d(↑↓)(↑)(↑)(↑)(↑). Un orbital contiene el par
solitario y los otros cuatro quedan semiocupados, por lo que pueden formar
cuatro enlaces σ con átomos de flúor.
Así, alrededor del
azufre hay cinco regiones electrónicas: cuatro enlazantes y una no enlazante.
La disposición electrónica es trigonal bipiramidal, pero el par
solitario ocupa una posición ecuatorial y la geometría molecular resultante es
de balancín.
Figura 2. [Geometría
del SF₄]. El tetrafluoruro de azufre, SF₄, posee una geometría de balancín
originada por cuatro enlaces S–F y un par libre. Esta disposición
asimétrica impide cancelar los dipolos, por lo que es una molécula polar.
Sus fuerzas intermoleculares dipolo–dipolo y de London explican su estado
gaseoso; además, reacciona con la humedad y produce sustancias corrosivas que
requieren manipulación cuidadosa en laboratorio especializado.
Trifluoruro de cloro: Primero escribimos la fórmula molecular
e identificamos el átomo central, pues este determina la geometría
molecular: ClF₃. La configuración electrónica del cloro es Cl =
[Ne]3s(↑↓)3p(↑↓)(↑↓)(↑). Para describir tres enlaces Cl—F y dos pares
electrónicos no enlazantes, el modelo requiere cinco orbitales de valencia.
Mediante una hibridación
sp³d, se obtienen cinco orbitales híbridos: Cl =
[Ne]3sp³d(↑↓)(↑↓)(↑)(↑)(↑). Dos orbitales alojan los pares solitarios,
mientras que los otros tres quedan semiocupados y pueden formar enlaces σ con
tres átomos de flúor.
Existen, entonces,
cinco regiones electrónicas alrededor del cloro: tres enlazantes y dos no
enlazantes. La disposición electrónica es trigonal bipiramidal, pero los
pares solitarios ocupan posiciones ecuatoriales, donde originan menor
repulsión. Por ello, la geometría molecular resultante de ClF₃ corresponde a
una forma de T.
Figura 3. [Geometría
de ClF₃]. El trifluoruro de cloro, ClF₃, posee una geometría en T
causada por tres enlaces y dos pares libres. Su forma asimétrica
impide la cancelación de dipolos, por lo que es una sustancia polar.
Presenta fuerzas dipolo–dipolo y de London, con baja ebullición. Además,
su extrema reactividad, carácter oxidante y acción corrosiva
exigen manipulación seca, controlada y especializada en laboratorio.
Hibridación sp3d2
Continuamos con las hibridaciones que van más allá de los octetos.
Hexafluoruro de azufre: Bien, en primera instancia debemos escribir
la fórmula molecular y ubicar el átomo central, pues este
determina la geometría molecular: SF₆. Luego escribimos la configuración
electrónica del azufre: S = [Ne] 3s(↑↓) 3p(↑↓)(↑)(↑). Una hibridación
sp³ solo permitiría formar cuatro enlaces, pero requerimos seis; por ello,
empleamos dos orbitales d adicionales: S = [Ne] 3sp³d²(↑)(↑)(↑)(↑)(↑)(↑). De
esta manera obtenemos seis enlaces sigma. Al analizar la Figura [Geometría
molecular], la geometría correspondiente es un octaedro.
Figura 4. [Geometría
del SF₆]. El hexafluoruro de azufre, SF₆, presenta una geometría
octaédrica muy simétrica. Aunque cada enlace S–F es polar, sus
dipolos se cancelan, por lo que la molécula es apolar. Predominan
las fuerzas de London, explicando su estado gaseoso. Su estructura
cerrada favorece gran inercia química y rigidez dieléctrica, pero
también una persistencia atmosférica preocupante como gas de efecto invernadero
muy potente.
Pentafluoruro de cloro: Bien, en primera instancia debemos escribir
la fórmula molecular y ubicar el átomo central, pues este
determina la geometría molecular: ClF₅. Luego escribimos la configuración
electrónica del cloro: Cl = [Ne] 3s(↑↓) 3p(↑↓)(↑↓)(↑). Una hibridación
sp³ solo permitiría formar cuatro enlaces, pero requerimos cinco; por ello,
empleamos dos orbitales d adicionales: Cl = [Ne] 3sp³d²(↑↓)(↑)(↑)(↑)(↑)(↑). De
esta manera obtenemos cinco enlaces sigma y un par no enlazante.
Al analizar la Figura [Geometría
molecular], la geometría correspondiente es una pirámide cuadrada.
Figura 5. [Geometría
de ClF₅]. El pentafluoruro de cloro, ClF₅, posee una geometría
de pirámide cuadrada con cinco enlaces y un par libre. Su forma
asimétrica impide cancelar los dipolos Cl–F, por lo que es una molécula
polar. Presenta fuerzas dipolo–dipolo y de London, explicando su
carácter gaseoso. Además, reacciona con la humedad y forma productos corrosivos,
por lo que exige manipulación seca y especializada en laboratorio.
Tetrafluoruro de xenon: Bien, en primera instancia debemos escribir
la fórmula molecular e identificar el átomo central, pues este
determina la geometría molecular: XeF₄. El xenón presenta seis regiones
de densidad electrónica a su alrededor: cuatro destinadas a formar enlaces
sigma con el flúor y dos correspondientes a pares no enlazantes. En
el modelo tradicional, esta disposición se representa mediante una hibridación
sp³d². Al analizar la Figura [Geometría
molecular], la geometría molecular que corresponde a XeF₄ es cuadrado
planar.
Figura 6. [Geometría
del XeF₄]. El tetrafluoruro de xenón, XeF₄, posee geometría
cuadrado planar con cuatro enlaces y dos pares libres opuestos. Aunque
los enlaces Xe–F son polares, sus dipolos se cancelan por la simetría,
de modo que la molécula es apolar. Predominan las fuerzas de London,
y su elevada masa molar favorece un sólido molecular a baja temperatura. Puede
reaccionar como agente fluorante selectivo.
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