Este documento describe los diferentes tipos de hibridación de orbitales que pueden ocurrir en átomos, incluyendo sp3, sp2 y sp. Explica cómo estos orbitales híbridos dan como resultado diferentes geometrías moleculares como tetraédrica, trigonal plana y lineal, respectivamente. También proporciona ejemplos de moléculas que exhiben cada tipo de hibridación.

1. Hibridación (química)
En química, se habla de hibridación cuando en un átomo se mezclan varios
orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales híbridos
explican la forma en que se disponen los electrones en la formación de los
enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, y justifican la geometría
molecular.
Los orbitales del electrón giran alrededor de los electrones del carbono formando
una espiral de los hidrógenos
Hibridación sp3
Cuatro orbitales sp³.
El átomo numérico de carbono tiene seis electrones: dos se ubican en el orbital 1s
(1s²), dos en el 2s (2s²) y los restantes dos en el orbital 2p (2p²). Debido a su
orientación en el plano tridimensional el orbital 2p tiene capacidad para ubicar 6
electrones: 2 en el eje de las x, dos en el eje de las y y dos electrones en el eje de
las z. Los dos últimos electrones del carbono se ubicarían uno en el 2px, el otro en
el 2py y el orbital 2pz permanece vacío (2px¹ 2py¹). El esquema de lo anterior es
(cada flecha un electrón):
Para satisfacer su estado energético inestable, un átomo de valencia como el del
carbono, con orbitales parcialmente llenos (2px y 2py necesitarían tener dos
electrones) tiende a formar enlaces con otros átomos que tengan electrones
disponibles. Para ello, no basta simplemente colocar un electrón en cada orbital
necesitado. En la naturaleza, éste tipo de átomos redistribuyen sus electrones
formando orbitales híbridos. En el caso del carbono, uno de los electrones del
orbital 2s es extraído y se ubica en el orbital 2pz. Así, los cuatro últimos orbitales
tienen un electrón cada uno:

2. El estímulo para excitar al electrón del 2s al 2pz es aportado por el primer electrón
en formar enlace con un átomo con este tipo de valencia. Por ejemplo, el
hidrógeno en el caso del metano. Esto a su vez incrementa la necesidad de
llenado de los restantes orbitales. Estos nuevos orbitales híbridos dejan de ser
llamados 2s y 2p y son ahora llamados sp3 (un poco de ambos orbitales):
De los cuatro orbitales así formados, uno (25%) es proveniente del orbital s (el 2s)
del carbono y tres (75%) provenientes de los orbitales p (2p). Sin embargo todos
se sobreponen al aportar la hibridación producto del enlace. Tridimensionalmente,
la distancia entre un hidrógeno y el otro en el metano son equivalentes e iguales a
un ángulo de 109°.
Hibridación sp2
Configuración de los orbitales sp².
Se define como la combinacion de un orbital S y 2 P, para formar 3 orbitales
híbridos, que se disponen en un plano formando ángulos de 120º.
Los átomos que forman hibridaciones sp2 pueden formar compuestos con enlaces
dobles. Forman un ángulo de 120º y su molécula es de forma plana. A los enlaces
simples se les conoce como enlaces sigma (σ) y los enlaces dobles están
compuestos por un enlace sigma y un enlace pi ( ). Las reglas de ubicación de
los electrones en estos casos, como el alqueno etileno obligan a una hibridación
distinta llamada sp2, en la cual un electrón del orbital 2s se mezcla sólo con dos de
los orbitales 2p: surge a partir o al unirse el orbital s con dos orbitales p; por
consiguiente, se producen tres nuevos orbitales sp2, cada orbital nuevo produce
enlaces covalentes

3. Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y otro en algún carbono del
etileno son equivalentes e iguales a un ángulo de 120°.
Hibridación sp
Configuración de los orbitales sp.
Se define como la combinación de un orbital S y un P, para formar 2 orbitales
híbridos, con orientación lineal. Este es el tipo de enlace híbrido, con un ángulo de
180º y que se encuentra existente en compuestos con triples enlaces como los
alquinos (por ejemplo el acetileno):
se caracteriza por la presencia de 2 orbitales pi(π).
Forma y ángulos
Las formas de las moléculas enlazadas por hibridaciones de sus orbitales es
forzada por los ángulos entre sus átomos:
molécula de
tipo
elemento representativo
metales
de transición
AX2
 lineal (180°)
 hibridación sp
 E.g., CO2
 angular (90°)
 hibridación sd
 E.g., VO2+
AX3
 trigonal plana (120°)
 hibridación sp2
 piramidal trigonal (90°)
 hibridación sd2

4.  E.g., BCl3  E.g., CrO3
AX4
 tetraédrica (109.5°)
 hibridación sp3
 E.g., CCl4
 hibridación sd3
 E.g., MnO4−
AX5 -
 pirámide cuadrada (66°,
114°)
 hibridación sd4
 E.g., Ta(CH3)5
AX6 -
 prisma trigonal (63°, 117°)
 hibridación sd5
 E.g., W(CH3)6
moléculas hipervalentes (enlace de tres centros y cuatro electrones)
AX2 -
 lineal (180°)
 A(s)+X(σ)
 E.g., Ag(NH3)2+
AX3 -
 trigonal plana (120°)
 A(s)+X(σ)
 E.g., Cu(CN)32−
AX4 -
 cuadrada plana (90°)
 A(sd)+X(σ)
 E.g., PtCl42−
AX5
 bipiramidal trigonal (90°, 120°)
 A(sp3)+X(σ)
 E.g., PCl5
 A(sd)+X(σ)
 E.g., Fe(CO)5
AX6
 octaédrica (90°)
 A(sp3)+X(σ)
 E.g., SF6
 A(sd2)+X(σ)
 E.g., Mo(CO)6
AX7
 bipiramidal pentagonal (90°, 72°)
 A(sp3)+X(σ)  A(sd3)+X(σ)

5.  E.g., IF7  E.g., V(CN)74−
AX8
 antiprisma cuadrada
 A(sp3)+X(σ)
 E.g., IF8−
 A(sd4)+X(σ)
 E.g., Re(CN)83−
Fichas bibliográficas
Una ficha bibliográfica es un instrumento de estudio muy importante. En ella se resume el contenido de un
libro y los datos más importantes que es conveniente tener a la mano.
Se elaboran en cartoncillo o cartulina; la medida más usada es de 8 x 12 cm.
Los datos que debe tener son:
 Nombre completo del autor comenzando por el apellido.
 Título del libro que deberá ir subrayado.
 Editorial.
 Edición.
 Lugar y año en que fue editado.
 Número de páginas.
Ejemplo de ficha bibliográfica:
Alvarado Navarrete, Elia G. y otros
Español, Tercer grado
Secretaría de Educación Pública
Segunda edición
México, 1997
384 págs.
Cuando se tienen varias fichas, éstas se ordenan en orden alfabético, cons iderando la letra en que comienza
el apellido del autor o bien del título del libro.