Diferencia entre revisiones de «Hibridación (química)»
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Línea 16:
\frac{\uparrow\downarrow}{1s}\;
\frac{\uparrow\downarrow}{2s}\;
\frac{\uparrow\,}{2p_x}\;
\frac{\uparrow\,}{2p_y}\;
\frac{\,\,}{2p_z}
</math>
Para satisfacer su estado energético inestable, un átomo de [[Valencia atómica|valencia]] como el del carbono, con orbitales [[regla del octeto|parcialmente llenos]] (2p<sub>x</sub> y 2p<sub>y</sub> 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 excitado y se ubica en el orbital 2p<sub>z</sub>. Así, los cuatro últimos orbitales tienen un electrón cada uno:
Línea 27 ⟶ 29:
\frac{\uparrow\,}{2s}\;
\frac{\uparrow\,}{2p_x}
\frac{\uparrow\,}{2p_y}
\frac{\uparrow\,}{2p_z}
</math>
El estímulo para excitar al electrón del 2s al 2p<sub>z</sub> 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 (''sp<sup>3</sup>'': un poco de ambos orbitales):
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