Este artículo explica la hibridación sp, cómo dibujar la estructura sp lewis para una molécula hibridada sp y otros detalles mencionados en el título.
Los orbitales atómicos se superponen para formar nuevos orbitales que difieren en energías, formas y fuerzas. Este proceso se llama hibridación. En hibridación sp, el orbital s se combina con el orbital ap(px,py,pz). Esto también se conoce como hibridación lineal.
- Cada orbital híbrido sp es más fuerte que el orbital s puro o p puro
- El número de orbitales atómicos que participan en la hibridación produce el mismo número de orbitales híbridos.
- En el caso de una molécula con hibridación sp como Be, la configuración electrónica de Be en el estado fundamental es [He]2s2 . Se excita al promover un electrón de 2s a 2p y adquiere la configuración [He]2s1 2p1 .
- Los orbitales 2s y 2p de Be se combinan para formar dos orbitales híbridos sp equivalentes.
- Estos orbitales híbridos forman un enlace sigma con los dos orbitales 3p de Cl.
Regla del octeto
Los átomos intentan alcanzar la configuración electrónica del octeto compartiendo electrones de valencia (enlace covalente) o transfiriendo electrones de valencia, ya sea perdiendo o ganando (enlace iónico).
- Antes de aprender a dibujar el estructura de luis para cualquier molécula, necesitamos conocer la regla del octeto.
- En 1916 Kössel y Lewis desarrollaron una teoría muy importante conocida como la teoría electrónica del enlace químico.
- Según esta teoría, los átomos tienden a alcanzar ocho electrones (octetos) en su capa más externa para ganar estabilidad como un gas noble. Esto se conoce como la regla del octeto.
- Hay algunas excepciones a esta regla (hidrógeno, helio, litio, etc.)
- En algunos casos, los electrones de valencia en el átomo central también pueden ser más de ocho, como se encuentra en PF5 y SF6, donde P tiene diez electrones de valencia y S tiene 12 electrones de valencia. Estas son excepciones a la regla del octeto.
Cómo dibujar la estructura de Lewis para la molécula hibridada sp
Estructura de Lewis es un diagrama que muestra cómo se distribuyen los pares solitarios y los pares de electrones de enlace en una molécula.
- La estructura de Lewis usa la regla del octeto. Representamos los electrones con puntos y los enlaces con una raya.
- La estructura de luis no representa la forma real de la molécula pero ayuda a comprender la formación de las moléculas.
- Dibujamos Estructuras de Lewis teniendo en cuenta algunas reglas y pautas.
- Primero, veremos los electrones de valencia de cada átomo en una molécula. Por ejemplo, en el caso de BeCl2 (una molécula con hibridación sp), el número total de electrones de valencia es 2 + (7 X 2) =16 (dos de Be y siete de cada átomo de cloro).
- Entonces nosotros identificar el átomo central de la molécula. Este suele ser el átomo que es menos en número o menos electronegativo.
- en BeCl2 , Be es el átomo central.
- Otra forma de identificar el átomo central es que podría ser el único que puede formar más de un enlace.
- Los electrones de valencia deben organizarse de manera que cada átomo comparta un par de electrones y forme un enlace.
- Entonces ordenar el resto de los pares de electrones para formar pares solitarios o enlaces múltiples hasta que cada átomo complete su octeto.
- En el caso de los aniones, agregamos electrones de acuerdo con la carga negativa presente en ellos. Si un anión tiene una carga -1, agregaremos un electrón.
- Del mismo modo, en el caso de los cationes, restaremos electrones en función de la carga del catión.
- La estructura de luis de BeCl2 se muestra a continuación.
- Be no completa su octeto en BeCl2 como Be no sigue la regla del octeto. es una excepción
Forma de la estructura Sp Lewis
Para predecir la forma de la molécula, usamos el Teoría VSEPR.
La la forma de una molecula no se puede predecir usando el lewis estructura (sólo nos habla de la disposición de los electrones).
en BeCl2 , Be tiene dos electrones de valencia utilizados para formar enlaces con los dos átomos de cloro.
Be no tiene par solitario, y los dos pares de enlace alinear 180 grados entre sí, formando un forma lineal.
Cargo formal
Dado que diferentes átomos tienen diferentes electronegatividades, los electrones en un enlace químico no se comparten por igual.
- Si nos olvidamos de las electronegatividades y asumimos que los electrones en un enlace se comparten por igual, entonces la carga asignada a un átomo en una molécula sería el cargo formal.
- Si calculamos el número de electrones de valencia en un átomo libre (no unido a ningún otro átomo o átomo aislado) y luego calculamos el número de electrones de valencia de ese átomo en una molécula, la diferencia nos dará la carga formal de ese átomo.
- Es una carga hipotética y no representa la distribución de densidad de electrones.
- La carga formal de un átomo en una molécula= V-1/2[B] -N
- Aquí V es el número total de electrones de valencia en átomos libres, B es el número total de electrones compartidos y N es el número total de electrones no compartidos no enlazados.
- Be tiene dos electrones de valencia en estado aislado, el número total de electrones compartidos es cuatro (dos pares de enlaces) y el número de electrones no compartidos/par solitario es cero.
- Usando la información anterior, la carga formal de Be en BeCl2 is 2-1/2[4]-0= 0.
- Cl tiene siete electrones de valencia en estado aislado, el número total de electrones compartidos es cuatro (dos pares de enlaces) y tiene seis electrones no compartidos.
- Usando la información anterior, la carga formal de cada átomo de cloro en BeCl2
is 7-1/2[2]-6=zero.
Resonancia de estructura sp lewis
Podemos dibujar varios estructuras de lewis para una molécula que tiene pares solitarios o puede formar enlaces múltiples.
Estos se llaman resonancia. estructuras de lewis fórmulas.
La carga formal ayuda a predecir la estructura de Lewis más estable en caso de resonancia donde es posible más de una estructura de Lewis.
Estructuras de Lewis con baja carga formal son los más estables.
Dibujaremos diferentes estructuras de Lewis de CO2 y determinar la estructura más estable usando carga formal.
Sp polar o no polar
La polaridad y la no polaridad dependen de la diferencia de electronegatividad entre los átomos y el momento dipolar neto de una molécula.
La polaridad y la no polaridad dependen de la diferencia de electronegatividad entre los átomos y el momento dipolar neto de una molécula..
Cuando los átomos enlazados tienen la misma electronegatividad, compartir electrones por igual, y la molécula será no polar.
A veces, los enlaces polares en una molécula pueden tener geometría simétrica tal que ellos cancelar el momento dipolar de cada uno. Esto da como resultado que la molécula no polar.
Cuando los electrones enlazados no se comparten por igual debido a la diferencia de electronegatividad, la densidad electrónica es mayor en el átomo más electronegativo. Como resultado, habrá un centro ligeramente positivo y un centro ligeramente negativo en la molécula (se formará un dipolo).
Sp moléculas híbridas tienen una estructura lineal. Si los mismos átomos están presentes alrededor del átomo central en una molécula con hibridación sp, el compuesto es no polar incluso si los enlaces individuales son polares.
Esto se debe a que el momento dipolar neto es cero en el caso anterior.
Por lo tanto, Becl2 es no polar a pesar de tener una diferencia de electronegatividad entre Be y Cl (los enlaces Be-Cl individuales son polares, pero la molécula de Be no es polar debido a el momento dipolar neto es cero).
Usos de la estructura sp lewis
Para comprender el enlace químico, necesitamos identificar los electrones de par solitario y par de enlace en una molécula.
- Estructura de Lewis ayuda a visualizar la disposición de los electrones de la capa de valencia en una molécula.
- Ayuda a comprender los enlaces químicos.
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