Es una operación matemática que implica la formación de orbitales electrónicos mixtos mediante una combinación lineal de funciones de onda apropiadas. El trabajo sobre ese tema se remonta a 1931, cuando Linus Pauling sugirió la respuesta a la estructura del metano: como una disposición espacial de enlaces. El enlace en moléculas como el hidrógeno diatómico es rectilíneo, pero la geometría de los compuestos orgánicos, que contienen átomos de carbono tetravalentes, es mucho más compleja.
Metano: hibridación sp 3
El compuesto orgánico más simple es la molécula de metano, que contiene un átomo de carbono. Su capa de valencia tiene cuatro electrones, por lo que es capaz de producir cuatro enlaces, y en una molécula de metano, con cuatro átomos de hidrógeno. Inicialmente se asumió que debido al uso de dos tipos de orbitales (2s y 2p) al formar los enlaces, el metano tiene dos tipos diferentes de enlaces CH. Sin embargo, investigaciones posteriores revelaron una probabilidad muy alta de que, a pesar de esas suposiciones, cada enlace CH existente en el metano sea idéntico y esté espacialmente dirigido hacia las esquinas de un tetraedro regular. Fue Linus Pauling quien respondió a la pregunta de por qué es así. Ha demostrado matemáticamente cómo es posible la hibridación, es decir, mezclar un orbital s con tres orbitales p. Esto provoca la formación de cuatro orbitales atómicos equivalentes cuya geometría espacial tiene forma de tetraedro. Este tipo de hibridación se llama sp 3 . El mero término "hibridación" explica lógicamente cómo exactamente se mezclan entre sí los diferentes orbitales, pero no responde a la pregunta de por qué ocurren realmente tales transformaciones. Sin embargo, esto también se puede explicar. Cuando un orbital s se hibrida, se mezcla con tres orbitales p y los orbitales hibridados resultantes no están dispuestos simétricamente en relación con el núcleo. Esto se debe a que el orbital sp 3 creado tiene un bucle más pequeño y otro más grande. Este último, al ser mucho más grande, se superpone considerablemente mejor con el orbital de otro átomo mientras se forma el enlace. Como resultado, los orbitales o un híbrido sp 3 de este tipo crean enlaces que son mucho más fuertes en comparación con los orbitales s y p no hibridados.
El mecanismo de hibridación sp 3
Los orbitales sp 3 presentan una asimetría que se relaciona con la ecuación de onda que define los orbitales p; en consecuencia, los dos bucles tienen signos opuestos: más y menos. Debido a esa característica y la superposición de los orbitales p y s, uno de los bucles del orbital p es aditivo, mientras que el otro es sustractivo con el orbital s. Como resultado, estos bucles se suman o restan del orbital s, que forma un orbital híbrido que está fuertemente orientado en una dirección. Cuando orbitales idénticos de un átomo de carbono, con hibridación sp 3 , se superponen con orbitales 1s de cuatro átomos de hidrógeno, los enlaces CH resultantes son idénticos. En el metano, su energía de enlace es de 438 kJ/mol y su longitud es de hasta 1,10 Å. Estos son valores característicos que se fijan para un enlace particular en esa molécula. Otra característica de la geometría de esa molécula es el ángulo de enlace. Determina el ángulo formado entre dos enlaces HCH consecutivos y es igual exactamente a 109,5 o . Lo llamamos el ángulo tetraédrico.
Etano: hibridación sp 3
Otro compuesto que se puede considerar de la misma forma es el etano, que contiene un enlace entre carbonos (CC). Los átomos de carbono existentes en su estructura se enlazan entre sí como resultado de la superposición de orbitales σ en el híbrido sp 3 de cada uno de ellos. Los otros tres orbitales hibridados de cada átomo de carbono se superponen con los orbitales 1s de los átomos de hidrógeno. Esto crea seis enlaces CH idénticos. Dichos enlaces se caracterizan por una energía de 420 kJ/mol. Los enlaces CC tienen una energía de 276 kJ/mol y una longitud de 1,54 Å. Los ángulos formados en tal configuración son tetraédricos (109.5 o ).
Etileno: hibridación sp 2
El estado electrónico más común para el carbono es la hibridación sp 3 , pero también existen otras variantes. La investigación ha revelado que en el etileno, por ejemplo, los átomos de carbono muestran una cantidad apropiada de enlaces solo si se unen entre sí para compartir cuatro electrones. Luego forman un doble enlace entre ellos. Otro hecho es que el etileno tiene una estructura plana y los ángulos entre sus enlaces son de 120 ° . Esto se debe a que, en este caso, el orbital 2s se mezcla con solo dos de los tres orbitales 2p existentes. El resultado es la presencia de tres orbitales hibridados que se denominan sp 2 . También existe un orbital 2p, que no está hibridado. Entonces la estructura geométrica es la siguiente: tres orbitales hibridados están ubicados en el mismo plano, a 120 ° entre sí, mientras que el orbital p no hibridado es perpendicular al plano sp 2 .
El mecanismo de hibridación sp 2
Como resultado de la superposición de los orbitales sp 2 -sp 2 , dos átomos de carbono con hibridación sp 2 forman un enlace σ. Los orbitales p no hibridados de los átomos se superponen lateralmente entre sí, lo que provoca la formación de un enlace π. En tal enlace, las áreas de densidad electrónica están presentes a ambos lados de la línea entre los núcleos, aunque no directamente entre ellos. Tal configuración, que contiene un enlace σ del híbrido sp 2 y un enlace π de átomos no hibridados, conduce a que dos átomos de carbono compartan cuatro electrones, formando así un doble enlace C=C. Por lo tanto, la estructura del etileno contiene cuatro átomos de hidrógeno, que forman un enlace σ con cuatro orbitales sp 2 que permanecen una vez que se ha formado el doble enlace. La molécula tiene una geometría plana y los ángulos de enlace son de aproximadamente 120 ° . Los valores específicos del enlace CH son la longitud de 1,076 Å y la energía de 444 kJ/mol. Dado que solo se comparten dos electrones, no cuatro (a diferencia, por ejemplo, de la estructura del etano), el enlace doble C=C es más corto y más fuerte que un enlace CC simple. En etileno, tiene una longitud de 1,33 Å y una energía de 611 kJ/mol. Con la teoría de los orbitales moleculares, también podemos observar que la combinación de dos orbitales p atómicos forma orbitales π moleculares enlazantes y antienlazantes. Un orbital de enlace no tiene un nodo entre los núcleos debido a la combinación aditiva del bucle p con el mismo signo algebraico. Por el contrario, un orbital antienlazante sí tiene un nodo entre los núcleos debido al efecto sustractivo del bucle con diferentes signos algebraicos. En consecuencia, sólo se llena el orbital molecular enlazante menos energético. 
Acetileno: hibridación sp
Otra posibilidad de enlace entre átomos de carbono es formando un enlace triple con seis electrones compartidos. Para este propósito, necesitamos introducir otra hibridación orbital, llamada hibridación sp. En esta configuración, el orbital 2s del átomo de carbono se mezcla solo con un solo orbital p. Esto conduce a la formación de dos orbitales con hibridación sp y dos orbitales p. Los orbitales sp forman una estructura lineal y el ángulo entre ellos es de 180 ° a lo largo del eje x. Los otros orbitales p son perpendiculares a los otros ejes (y y z). Cuando dos átomos de carbono con hibridación sp se superponen, esto provoca una superposición frontal que conduce a la formación de un fuerte enlace σ (tipo sp-sp). Además, se produce una superposición lateral de los orbitales p y – y p z -, lo que forma enlaces π (tipo p y -p y ) y enlaces π (tipo p z -p z ) en ese orden particular. Como resultado, se comparten seis electrones, que forman un triple enlace C≡C. Los otros orbitales de los híbridos sp forman enlaces σ con los átomos de hidrógeno. Debido a su hibridación sp, la etina es una molécula lineal con ángulos de enlace HCC de 180 ° . El enlace CH en el acetileno tiene una longitud de 1,06 Å y una energía de 552 kJ/mol. La longitud de ese enlace es menor y su energía es mayor en comparación con los enlaces simples y dobles. Estos valores son 1,20 Å y 835 kJ/mol, respectivamente. Es el enlace más corto y más fuerte que puede existir entre los átomos de carbono.
Hibridación de otros átomos.
Los conceptos de tres tipos de hibridación (sp, sp 2 y sp 3 ) son aplicables no solo en estructuras que contienen átomos de carbono. También se pueden describir otros elementos en moléculas con el uso de orbitales hibridados.
- La molécula de amoníaco (NH 3 ) – el átomo de nitrógeno tiene cinco electrones de valencia y produce tres enlaces atómicos, acercándose a un octeto. El ángulo de enlace HNH se ha medido experimentalmente; es igual a 107,3 o , por lo que está cerca del ángulo tetraédrico. Esto sugiere que el amoníaco debe considerarse en el contexto de sp 3 El átomo de nitrógeno se hibrida con la formación de cuatro orbitales sp 3 ; uno de ellos tiene dos electrones no enlazantes, mientras que cada otro orbital contiene un electrón enlazante. La superposición de orbitales hibridados con orbitales 1s produce un enlace σ con 1,008 Å de longitud y 449 kJ/mol de energía.
- La molécula de agua (H 2 O) – el átomo de oxígeno también muestra sp 3 Sin embargo, contiene seis electrones de valencia, por lo que forma dos enlaces atómicos, dejando dos pares de electrones libres. El ángulo de enlace HOH en la molécula es 104,5 o , por lo que también es similar al ángulo tetraédrico, lo que sugiere hibridación. Cualquier valor de ese ángulo que sea más bajo es probablemente el resultado de hasta dos pares de electrones libres, que se empujan entre sí. El enlace OH tiene una longitud de 0,958 Å y una energía de 498 kJ/mol.
- La molécula de fluoruro de boro (BF 3 ) – el átomo de boro incluye tres electrones de valencia, por lo que puede producir solo tres enlaces sin llegar a un octeto. Sin embargo, los átomos existentes de flúor forman enlaces BF con él, dispuestos espacialmente lo más lejos posible entre sí. El resultado es una estructura trigonal de la molécula, y sp 2 Cada uno de los tres átomos de flúor se une con un orbital hibridado de boro, dejando su orbital p sin llenar.
