Isómeros

           Dos compuestos con igual fórmula molecular pero con propiedades físicas y/o químicas diferentes se denominan isómeros. La palabra isómero se emplea, a modo de término general, para designar aquellos compuestos que están relacionados entre sí de alguna de las siguientes formas: como isómeros estructurales o como estereoisómeros.  

            Los isómeros constitucionales o estructurales son los que difieren en el orden en el que se enlazan los átomos en la molécula. Por ejemplo, el n-butano y el 2-metilpropano son dos isómeros estructurales con fórmula molecular C₄H₁₀. En el n-butano hay dos clases diferentes de carbonos: los carbonos C1 y C4, con un enlace C-C y tres enlaces C-H, y los C2 y C3, que presentan dos enlaces C-C y dos enlaces C-H.  En el 2-metilpropano hay también dos clases diferentes de carbono: los carbonos C1, C3 y C4, similares a los carbonos C1 y C4 del butano puesto que tienen un enlace C-C y tres enlaces C-H, y el carbono C2, que tienen tres enlaces C-C y un enlace C-H. En el butano no hay ningún átomo de carbono con estas características.

            Los isómeros estructurales pueden ser; de función, de posición o de cadena.

            Los Estereoisómeros se definen como isómeros que tienen la misma secuencia de átomos enlazados covalentemente, pero con distinta orientación espacial. Hay dos clases de esteroisómeros:

a) Isómeros conformacionales o confórmeros, que son aquellos que se interconvierten rápidamente a temperatura ambiente mediante rotaciones sobre enlaces sencillos. Esta clase de isómeros no pueden separarse.

b) Isómeros configuracionales, que no pueden interconvertirse y, por tanto, pueden separarse. Hay dos clases de isómeros configuracionales:

b.1) Los que se originan por la distinta orientación espacial de átomos o grupo de átomos alrededor de un enlace doble y que se denominan isómeros geométricos.

b.2) Los que se originan por la distinta orientación espacial de átomos o grupos de átomos alrededor de un carbono tetraédrico (hibridación sp³). Esta clase de esteroisómero abarca a dos tipos de isómeros configuracionales:

            Los enantiómeros que se relacionan entre sí por ser imágenes especulares no superponibles.  Los diastereoisómeros o diasterómeros, isómeros configuracionales que no son imagen especular uno del otro.

Isomería conformacional.

a) Isomería conformacional en compuestos acíclicos.

            En la figura 1 se representa la molécula de metano mediante un sistema que da una idea de la forma tridimensional de este compuesto. Como se puede apreciar los cuatro enlaces covalentes C-H se dibujan de tres formas diferentes. Los dos enlaces covalentes C-H, dibujados en trazo simple, están contenidos en el plano del papel, mientras que el enlace C-H, dibujado en trazo grueso en forma de cuña se dirige hacia el observador. El cuarto enlace C-H está dibujado mediante una línea a trazos, y también en forma de cuña, y esta forma de representar el enlace significa que este enlace se aleja del observador.

            En la figura 2 se ha representado la molécula de metano en un modelo de varillas y bolas. Se puede apreciar cómo el átomo de hidrógeno que está más cerca del observador, el enlazado en la figura 1 con el trazo grueso en forma de cuña, presenta un mayor volumen que el resto de los átomos de hidrógeno. El átomo de hidrógeno más pequeño en la figura 2 se corresponde con el átomo de hidrógeno de la figura 1, que está enlazado con la línea a trazos (se aleja del observador). El tamaño diferente de los átomos de hidrógeno en la figura 2 representa una visión real de esta molécula.

            ¡Atención: no es que los átomos de hidrógeno sean de tamaño diferente, sino que al ser del mismo tamaño el que está más cerca del observador se ve más voluminoso que los que están más alejados debido al efecto de la perspectiva!

            El siguiente hidrocarburo en complejidad, después del metano, es el etano cuya fórmula molecular es C₂H₆. Los dos grupos CH₃ unidos por el enlace C-C, y que constituyen la molécula de etano, se denominan grupos metilo. En la figura 3 se dibuja la molécula de etano en la representación aplastada. Mientras que la figura 4 es una representación más real, con enlaces gruesos en forma de cuña que se acercan al observador, y enlaces a trazos que se alejan del observador, y que ponen de manifiesto la forma tridimensional del etano.

            Si se observase la representación del etano de la figura 4 a lo largo del enlace C-C se vería una disposición de átomos de manera que el primer átomo de carbono, el que estuviese más cerca del observador, taparía (eclipsaría) al otro átomo de carbono pero ninguno de los hidrógenos del grupo metilo (CH₃) más cercano al observador taparía a los hidrógenos del grupo metilo más alejado. Esta forma de ver la molécula de etano se dibuja en la figura 5. A esta disposición de los átomos de hidrógeno de la molécula de etano, en la que ninguno de los átomos de hidrógeno de un grupo metilo eclipsa (tapa) a ninguno de los átomos de hidrógeno del otro grupo metilo se le denomina conformación alternada del etano. En las figuras 6 y 7 se dibujan las disposiciones de las figuras 4 y 5, respectivamente, pero mediante el modelo de varillas y bolas.

            Una característica del etano es que los dos grupos que constituyen su estructura no están fijos en una posición determinada sino que pueden girar con relativa libertad alrededor del enlace sigma que mantiene unidos a los dos átomos de carbono. Esto es así porque el enlace σ es capaz de mantener el solapamiento lineal sp3-sp3 a pesar del giro relativo de los dos grupos metilo. El giro de los grupos metilo de la conformación alternada puede llevar a otra disposición relativa de los átomos de hidrógeno de los grupos metilo, de manera que en la nueva colocación los átomos de hidrógeno de un grupo metilo eclipsan a los átomos de hidrógeno del otro grupo metilo. A esta disposición particular de la molécula de etano se le denomina conformación eclipsada. 

            En las figuras 8, 9 y 10 se representa la conformación eclipsada del etano de tres formas diferentes.

            La representación de la molécula de metano, tal y como aparece en las figuras 5 y 8, se denomina representación de Newman. Esta forma de representar las moléculas orgánicas Implica la visión de la molécula desde el extremo del eje de un enlace C-C. El átomo de carbono que queda más próximo al observador se representa por un punto central del que emergen los enlaces restantes. El átomo de carbono posterior se representa por un círculo.  La representación de la molécula de etano, tal y como aparece en la figura 10, se denomina representación de caballete o en perspectiva. Esta forma de representar las moléculas orgánicas implica la visión de la molécula desde arriba y desde la derecha de un enlace C-C. Todos los enlaces se dibujan con líneas continuas, de forma que la representación angular proporciona una imagen en perspectiva de la estructura tridimensional.

Isomería geométrica.

            El doble enlace de los alquenos se representa mediante una doble línea que une a los dos átomos de carbono olefínicos. La orientación de los orbitales sp² y el solapamiento de los orbitales p en el etileno obliga a colocar a los cuatro átomos que componen esta olefina en el mismo plano. En el esquema que aparece a continuación se indican varias representaciones de Lewis del etileno, así como las correspondientes representaciones en el modelo de varillas y bolas. La vista superior pone de manifiesto la planaridad de este compuesto.

            El siguiente alqueno en complejidad estructural, después del etileno, es el propileno, de fórmula molecular C₃H₆. La representación de este compuesto se da en el siguiente esquema:

            Obsérvese que en la molécula de propileno los tres átomos de carbono y los tres átomos de hidrógeno unidos a los carbonos sp² están contenidos en un plano, no así los tres átomos de hidrógeno del grupo metilo (CH₃) que están enlazados a un carbono con hibridación sp³.  Después del propileno el siguiente hidrocarburo olefínico es el de fórmula molecular C₄H₈. Con esta fórmula se pueden dibujar hasta un total de cuatro olefinas diferentes, que son las que se indican a continuación:

            Dos de los isómeros anteriores, los denominados cis-2-buteno y trans-2-buteno no son isómeros estructurales entre sí, puesto que ambos tienen la misma secuencia de átomos enlazados covalentemente. La diferencia entre ellos estriba en la posición relativa en la que se encuentran dispuestos los grupos metilo y los átomos de hidrógeno y esta clase de isómeros, que se forman como consecuencia de la distinta orientación espacial de átomos o grupo de átomos alrededor de un enlace doble, se denominan isómeros geométricos. En el denominado cis-2-buteno los dos grupos metilo están del mismo lado del doble enlace, mientras que en el trans-2-buteno estos dos grupos metilo están situados en lados opuestos del doble enlace. A continuación, se dan las representaciones en los modelos de varillas y bolas de cis- y trans-2- buteno:

¿Cómo se explica la existencia de dos isómeros diferentes del 2-buteno? La respuesta reside en la rotación restringida a lo largo del doble enlace carbono-carbono. La energía de disociación del doble enlace C=C es aproximadamente de 146 kcal/mol y la energía de disociación de un enlace simple C-C es de 83 kcal/mol. Por tanto, la energía de disociación del enlace π debe ser de 63 kcal/mol. Los extremos de la molécula de 2-buteno no pueden torcerse entre sí, porque para ello se debería romper el enlace π. Por tanto, a diferencia de lo que ocurre en los enlaces simples, en los enlaces dobles C=C no hay libre rotación. Como se ha apuntado antes, este es el origen de la isomería cis-trans.

Quiralidad: noción de centro esteroquímico.

            El tipo de estereoisomería más interesante es el que da lugar a la actividad óptica. A principios de siglo XIX Biot señaló que algunas sustancias orgánicas de origen natural poseían la propiedad de girar el plano de la luz polarizada. Este fenómeno consiguió explicarse cuando los químicos comenzaron a considerar la disposición tridimensional de las moléculas en el espacio y la configuración tetraédrica del átomo de carbono. Las propiedades geométricas de un carbono con hibridación sp3 hacen que, en el caso de que esté unido a cuatro átomos o grupos de átomos diferentes, la molécula no tenga plano de simetría y que existan dos maneras diferentes de ordenar a los cuatro átomos o grupos de átomos. Estas dos ordenaciones o configuraciones generan dos formas isoméricas denominadas enantiómeros, que son imágenes especulares entre sí pero que no son superponibles.

            Cuando esto ocurre se dice que la molécula es quiral y óptimamente activa, puesto que es capaz de desviar el plano de la luz polarizada. Dos enantiómeros desvían el plano de la luz polarizada en la misma magnitud pero en sentidos opuestos.  Al carbono con hibridación sp3 que está unido a cuatro átomos o grupos de átomos diferentes se le denomina estereocentro o centro estereogénico. En la siguiente figura se dibuja un compuesto de carbono con hibridación sp³ unido a cuatro grupos diferentes, representados por cuatro colores distintos. El reflejo de esta estructura genera su enantiómero:

            En la siguiente representación se indican dos compuestos enantioméricos, cuyo estereocentro está unido a cuatro grupos diferentes simbolizados por dos bolas una de color granate y otra verde, un triángulo de color azul y un rectángulo de color naranja.  Se puede observar en el dibujo la imposibilidad de superposición entre los enantiómeros.  Cuando una molécula es superponible con su imagen especular se dice que no es ópticamente activa y por tanto es incapaz de desviar el plano de la luz polarizada. Normalmente esto ocurre cuando la molécula presenta un plano de simetría.

            La quiralidad no es una propiedad exclusiva de las moléculas orgánicas que contienen estereocentros. En la vida ordinaria se pueden encontrar objetos quirales, y por tanto, no superponibles con su imagen especular, como la mano derecha y la mano izquierda, el pie derecho y el izquierdo, el zapato derecho y el izquierdo, etc.

ÁCIDOS Y BASES

             

            Desde los inicios de la química experimental, los científicos han reconocido a los ácidos o las bases por sus propiedades características.  Los ácidos tienen sabor agrio y hacen que ciertos tintes cambien de color.  Las bases, tienen sabor amargo y son resbalosas al tacto.  Cuando se agregan bases a los ácidos, reducen o bajan la cantidad de  ácido.  De hecho, cuando se mezclan ácidos y bases en ciertas proporciones, sus propiedades características desaparecen.

            Históricamente, los químicos han buscado correlacionar las propiedades de los ácidos y las bases con su composición y estructura molecular.  Para 1830, era evidente que todos los ácidos contenían hidrógeno, pero no todas las sustancias hidrogenadas son ácidos.  En la década de 1880 a 1890, Svante Arrhenius, planteó lo siguiente;

            Los ácidos son sustancias, que al disolverse en agua, aumentan la concentración e los iones H⁺.  Las bases, son sustancias que, al disolverse en agua,  aumentan la concentración de los iones OH^-.

HCl _(g)            H⁺ _(ac) + Cl^- _(ac), esta especie se considera un ácido de Arrhenius.

NaOH _(s)             Na⁺ _(ac) + OH^-  _(ac), esta especie se considera una base de Arrhenius.

            Esta teoría tiene limitaciones.  Una de ellas es que está restringido a soluciones acuosas.  En 1923, Johannes Bronsted y Thomas Lowry, propusieron una definición más general de ácidos y bases.  Su concepto se basa en el hecho de que las reacciones ácido-base implican la transferencia de iones H⁺ de una sustancia a otra.  Un ión H⁺ es  un protón sin electrón de valencia a su alrededor.  Esta pequeña partícula con carga positiva interactúa fuertemente con los pares electrónicos desapareados de las moléculas de agua para formar iones hidrógeno hidratados.

             Esta teoría plantea que un ácido es cualquier sustancia que puede donar un protón a cualquier otra sustancia.  De este modo, los ácidos de Bronsted-Lowry pueden ser compuestos moleculares como el ácido nítrico (HNO₃), o pueden ser cationes como el NH₄⁺ o los iones metálicos hidratados:

HNO_{3 (ac)} + H₂O_(l)            NO₃ ^– _(ac)+ H₃O ⁺ _(ac)

NH₄⁺ + H₂O_(l)            NH_{3  (ac)}+ H₃O ⁺ _(ac)

            Una base de Bronsted Lowry, es una sustancia que puede aceptar un protón de cualquier otra sustancia.  También pueden ser compuestos moleculares, aniones o cationes:

NH₃ + H₂O_(l)            NH₄⁺  _(ac)+ OH^- _(ac)

CO₃^-2 _(ac) + H₂O_(l)            HCO₃^- _(ac)+ OH^- _(ac)

            En las reacciones descritas anteriormente, se observa cómo se relacionan algunas especies con la pérdida o ganancia de un H⁺.  Este par de especies que difieren por la presencia de un ión H⁺, se llaman par ácido base conjugado.   En el caso de HCO₃^-, decimos que es el ácido conjugado de la base CO₃^-2 o que CO₃^-2 es la base conjugada del ácido HCO₃^-.  Toda reacción entre un ácido y una base de Bronsted Lowry incluye la transferencia de H⁺ y tiene dos pares conjugados ácido base.

 

            En 1930, Gilbert Lewis desarrolló un concepto ácido base más general.  Este concepto se basa en la compartición de pares de electrones entre el ácido y la base.  Un ácido de Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de electrones de otro átomo para formar un enlace y una base de Lewis es una sustancia que puede donar un par de electrones a otro átomo para formar un nuevo enlace.  Esto significa que una reacción ácido base en el sentido de Lewis ocurre cuando una molécula o ión dona un par electrónico a otra molécula o ión:

A + B:             B:A  , en este caso A es un ácido de Lewis, B: es una base de Lewis y B:A se conoce como aducto ácido base.

            La formación del ión hidronio a partir de H⁺ y H₂O constituye un buen ejemplo de reacción ácido base de Lewis.  El ión H⁺ no tiene electrones en su orbital de valencia (1s) y la molécula de agua tiene dos pares de electrones no compartidos (ubicados en los orbitales hibridos sp³).  Uno de los pares solitarios del oxígeno puede compartirse entre un ión H⁺ y una molécula de agua, formando un enlace O-H:

^Visitar:

 ^{http://e-ducativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/4750/4856/html/31_desplazamiento_del_equilibrio_del_agua.html}

El enlace Covalente en los Compuestos Orgánicos

Orbitales atómicos.

En química general suele estudiarse detenidamente el concepto de orbital, por tanto bastará con recordar que orbital es una región tridimensional alrededor del núcleo atómico donde existe mayor probabilidad de encontrar un electrón. El principio de incertidumbre de Heisenberg indica que la posición y el momento de un electrón no pueden conocerse simultáneamente. Esto significa que nunca podemos saber con total certeza donde se encuentra el electrón pero sí podemos describir su posible localización. El contorno orbitálico indica la existencia de más de un 90% probabilidad de encontrar al electrón en el espacio definido por dicho contorno.  Según la mecánica cuántica, los electrones se colocan en regiones concéntricas al núcleo. Cada región, o nivel, contiene subregiones que son los orbitales atómicos. Cada orbital atómico tiene una energía característica que viene dada por la ecuación de Schrödinger. Así, la primera región contiene sólo al orbital s y consiste en una región esférica en cuyo centro se encuentra el núcleo

La segunda región contiene 1 orbital s (esférico) y 3 orbitales p, que son mutuamente perpendiculares entre sí. En la siguiente figura se indica la forma de cada uno de los orbitales 2p.

El tercer nivel cuántico posee 1 orbital s, 3 orbitales p y 5 orbitales d, cuya forma y orientación se da en la siguiente figura:

El cuarto nivel cuántico contiene 1 orbital s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 orbitales f.

Teoría de orbitales moleculares (OM)

Según la teoría de orbitales moleculares (OM), los enlaces covalentes de las moléculas se forman por solapamiento de orbitales atómicos, de manera que los nuevos orbitales moleculares pertenecen a la molécula entera y no a un átomo sólo.  Para comprender mejor esta teoría describiremos primero el enlace en una molécula de H₂.

En esta molécula el orbital 1s de uno de los átomos de hidrógeno se solapa con el orbital 1s del otro hidrógeno formándose un orbital molecular. La densidad electrónica del OM es mayor en la región de solapamiento. El enlace que se forma cuando dos orbitales s solapan se denomina enlace sigma (σ). Los electrones en un enlace σ se encuentran simétricamente distribuidos alrededor de un eje internuclear.  Durante la formación del enlace, los dos orbitales se acercan uno a otro y comienzan a solapar, liberándose energía a medida que el electrón de cada átomo es atraído por la carga positiva del núcleo del otro átomo. Cuanto mayor sea el solapamiento, mayor será el desprendimiento de energía y, por tanto, menor será la energía del Orbital Molecular (OM). Si el proceso de aproximación de los átomos continua, los núcleos atómicos pueden llegar a repelerse mutuamente, lo cual hace que la energía del sistema aumente. Esto significa que la máxima estabilidad (mínima energía) se alcanza cuando los núcleos se encuentran a una distancia determinada que se conoce con el nombre de longitud de enlace.

El enlace en la molécula de metano.

El hidrocarburo saturado más simple es el metano, cuya fórmula molecular es CH₄. Desde el siglo pasado se había demostrado mediante hechos experimentales que la forma del metano era tetraédrica. Sin embargo, la justificación de esta estructura no pudo hallarse hasta el desarrollo de la teoría mecanocuántica entre los años 1920 y 1930.  La configuración electrónica del átomo de carbono es 1s² 2s² 2p². El contorno de densidad electrónica de los orbitales s y p se indica en la siguiente figura:

Un átomo de carbono en su estado fundamental tendría dos electrones desapareados, tal y como se indica a continuación:

Como el átomo de carbono en su estado fundamental sólo contiene dos electrones desapareados se debería esperar que, en lugar de formar CH₄, el carbono se uniera sólo a dos átomos de hidrógeno y formara un compuesto de fórmula CH₂, dejando vacío un orbital 2p. El CH₂ es una especie química conocida, llamada carbeno, pero es una sustancia muy reactiva y de tiempo de vida media muy corto.  Por adición de 96 kcal/mol de energía a un átomo de carbono, uno de los electrones 2s puede promocionarse hasta alcanzar el orbital vacío 2p, dando lugar a la configuración electrónica indicada a continuación:

Al promocionar un electrón desde el orbital 2s al 2p el átomo de carbono tiene disponibles cuatro electrones para formar cuatro enlaces covalentes y de esta forma puede conseguir la configuración electrónica de gas noble.  La formación de un enlace covalente produce un descenso de energía en el sistema, que en el caso de un enlace C-H se cifra en 87 kcal/mol. Por tanto, la formación de dos enlaces covalentes más en el átomo de carbono provocará un descenso de 174 kcal/mol de energía (2 x 87 kcal/mol), que compensa sobradamente los 96 kcal/mol que se requieren para promover al átomo de carbono desde el estado fundamental al estado excitado.  Este razonamiento explica por qué el átomo de carbono tiende a ser tetravalente en lugar de divalente. Sin embargo, no explica la forma tetraédrica de la molécula de metano.

El sistema de un orbital 2s y tres orbitales 2p, mutuamente perpendiculares, es una solución satisfactoria aproximada para la ecuación de Schroedinger para la capa n=2, pero pueden formularse combinaciones lineales de estos cuatro orbitales que también sean soluciones satisfactorias para la ecuación de Schroedinger.  Matemáticamente está permitido combinar los orbitales 2s y 2p de cualquier modo, con la condición de que en la formación de los cuatro orbitales nuevos se empleen exactamente un orbital s y tres p. Una forma de llevar a cabo tal combinación consiste en formar cuatro orbitales nuevos, cada uno de los cuales tiene ¼ de carácter s y ¾ de carácter p. Los cuatro orbitales híbridos son entonces equivalentes entre sí y, teniendo en cuenta que contienen triple carácter p que s, se les denomina híbridos sp³.  El contorno de densidad electrónica de un orbital sp³ presenta dos lóbulos, como un orbital p, pero en este caso los lóbulos son bastante desiguales en tamaño.

Para formar un enlace fuerte es necesario que los electrones estén situados entre los núcleos de los átomos. Un orbital sp³ puede situar mucha más densidad electrónica, en una dirección determinada, que la que sitúa un orbital s o un orbital p.  Por consiguiente, un enlace covalente que se forme con la participación de un orbital sp3 del átomo de carbono será más fuerte que un enlace covalente en el que participe un orbital p o un orbital s.  La energía de un enlace covalente que se forma mediante el solapamiento entre el orbital híbrido sp³ del carbono y el orbital 1s del hidrógeno es de 103 kcal/mol, mientras que los enlaces covalentes correspondientes C2p-H1s y C2s-H1s tienen una energía de 60 kcal/mol y 80 kcal/mol.  Los cuatro orbitales híbridos sp3 del carbono se sitúan en direcciones tales que forman entre ellos ángulos de 109.5°, como si se dirigieran hacia los  vértices de un tetraedro regular:

Los orbitales híbridos sp³ dan la mejor explicación para la formación de enlaces en el metano porque el átomo de carbono tiene la misma energía, tanto si está hibridizado como si no lo está, pero la configuración hibridizada puede formar enlaces  más fuertes. Además, la geometría tetraédrica permite alejar lo máximo posible a los núcleos de los cuatro átomos de hidrógeno, lográndose de esta forma disminuir las interacciones desestabilizantes que se establecen entre los cuatro núcleos cargados positivamente.  En conclusión, la participación de los orbítales híbridos sp³ permite explicar la forma de la molécula del metano, que es un tetraedro perfecto con distancias de enlace C-H de 1.09 Å y ángulos de enlace de 109.5°, tal y como se indica en las figuras que se dan a continuación:

La molécula de etano.

El etano es un hidrocarburo de fórmula molecular C₂H₆. Su estructura se puede explicar admitiendo que los dos átomos de carbono presentan hibridación sp³, de manera que el enlace covalente C-C se forma por solapamiento de dos orbitales híbridos sp³, uno de cada átomo de carbono, quedando en cada uno otros tres orbitales híbridos para solapar con los orbitales s de los seis átomos de hidrógeno.  Como en el caso del metano cada átomo de carbono se sitúa en el centro de un tetraedro cuyos vértices lo ocupan ahora tres átomos de hidrógeno y el otro carbono.

La molécula de etileno.

El concepto de hibridación también puede explicar la formación de enlaces múltiples en las moléculas orgánicas. Por ejemplo, el etileno, cuya fórmula molecular es C₂H₄, es una molécula plana con una longitud de enlace C-C de 1.33 Å, inferior a la longitud del enlace simple C-C del etano, que es de 1.54 Å. La longitud del enlace C-H en el etileno es de 1.08 Å, también ligeramente menor que el enlace C-H del etano, que es de 1.09 Å. Los ángulos de enlace de C-C-H y H-C-H en el etileno son de 121.7° y 116.6° respectivamente.

Estas distancias y ángulos de enlace se pueden explicar admitiendo que los dos átomos de carbono que forman el enlace C-C de la molécula de etileno presentan una hibridación sp². Estos orbitales híbridos se forman por combinación de un orbital 2s con dos orbitales 2p, En este proceso se generan tres orbitales híbridos sp² que contienen un 33.33% de carácter s y un 66.66% de carácter p. Los tres orbitales híbridos sp² son idénticos y se encuentran en un plano formando un ángulo de 120° entre ellos. El orbital p libre, que no se ha empleado en el proceso de hibridación, se coloca perpendicular al plano que contiene a los tres híbridos sp². En la siguiente figura se indica la forma y orientación de los orbitales híbridos sp².

A continuación, se representa la configuración orbitálica de un átomo de carbono sp². La visión frontal permite apreciar la colocación perpendicular del orbital atómico p con respecto del plano que contiene a los tres orbitales híbridos sp².

Cuando dos átomos de carbono con hibridación sp² se solapan frontalmente se forma un enlace sigma (σ) carbono-carbono, quedando sobre cada átomo de carbono dos orbitales híbridos sp² y un orbital 2p no hibridizado. En la molécula de etileno los orbitales híbridos sp² que no se han empleado en la construcción del enlace C-C se solapan con los orbitales 1s de cuatro átomos de hidrógeno dando lugar a cuatro enlaces σ Csp²-H1s.  Sobre cada átomo de carbono queda un orbital 2p, que consta de dos lóbulos a los que se les asigna el signo + y el signo -. Estos signos no representan cargas sino el signo algebraico de la función de onda en las dos regiones o lóbulos que constituyen el orbital atómico p.  Para que los orbitales 2p se puedan solapar en la molécula de etileno se tienen que orientar paralelamente entre sí y perpendicularmente a la estructura de los enlaces σ. Para que esto ocurra, la estructura de los enlaces σ tiene que ser coplanar: los seis núcleos atómicos implicados en el enlace de la molécula de etileno tienen que estar situados en el mismo plano. En este caso, los dos orbitales p se sitúan paralelamente y están lo suficientemente cerca para poderse solapar.

La longitud del enlace C-H es menor en el etileno que en el etano por dos razones: Primera, el enlace σ del etileno está formado por el solapamiento de dos orbitales sp2 del carbono (33.3% de carácter s), mientras que el enlace σ en el etano está formado por el solapamiento de dos orbitales sp3 (25% de carácter s). Segunda, el solapamiento de los orbitales p que forman el enlace π aproxima a los dos átomos de carbono.  En la siguiente figura se indican los tres tipos de enlaces covalentes de la molécula de etileno: un enlace σ (solapamiento Csp2-Csp2), un enlace σ (solapamiento Csp2-H1s) y el enlace π (solapamiento Cp-Cp):

La molécula de acetileno.

El acetileno es un gas de fórmula molecular C₂H₂. La molécula de acetileno es lineal que se puede explicar admitiendo que cada átomo de carbono presenta una hibridación sp. Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital atómico 2s con un orbital atómico 2p, quedando sin hibridizar los otros dos orbitales atómicos 2p. Para disminuir la repulsión entre los electrones de los orbitales híbridos sp éstos se colocan en el mismo plano formando entre ellos un ángulo de 180°, tal y como se indica en la siguiente figura:

Los dos orbitales atómicos 2p que no se han empleado en el proceso de hibridación se colocan perpendiculares entre sí y perpendiculares al sistema de orbitales híbridos sp, tal y como se indica en la figura que se da a continuación:

El solapamiento frontal de dos orbitales híbridos sp genera el enlace σ C-C de la molécula de acetileno. Los dos orbitales híbridos sp restantes se solapan con los orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno para dar lugar a dos enlaces covalentes C-H de tipo σ. El sistema de orbitales σ de la molécula de acetileno se indica a continuación:

Sobre cada átomo de carbono quedan dos orbitales atómicos p que se solapan lateralmente para dar lugar a dos enlaces de tipo π:

Los tres tipos de enlaces que constituyen la molécula de acetileno, enlace σ (solapamiento Csp-Csp), enlace σ (solapamiento Csp-H1s) y enlaces π (solapamiento Cp-Cp) se representan en la figura que se da a continuación: