Complejos tetraédricos
Consideremos, por ejemplo, un tetraédrico $\ce{Ni(II)}$ complejo ( $\mathrm{d^8}$ ), como $\ce{[NiCl4]^2-}$ . Según la teoría de la hibridación, el ion central de níquel tiene $\mathrm{sp^3}$ hibridación, los cuatro $\mathrm{sp^3}$ -son llenados por los electrones de los ligandos de cloruro, y los orbitales de tipo $\mathrm{3d}$ Los orbitales no participan en el enlace.
![sp3 hybridisation scheme for tetrahedral Ni(II)]()
Esta interpretación plantea ya varios problemas. El más obvio es que el $\mathrm{3d}$ Los orbitales están muy implicados en el enlace (covalente): un simple vistazo a un diagrama de MO mostrará que es así. Si fueran no implicados en el enlace en absoluto, deberían permanecer degenerados, lo cual es obviamente falso; e incluso si se aporta la teoría del campo cristalino (CFT) para decir que hay una interacción iónica, sigue sin ser suficiente.
Si se desea precisión, el complejo sólo puede describirse realmente mediante un diagrama de MO completo. Uno podría preguntarse por qué deberíamos creer en el diagrama de MO en lugar de en la imagen de hibridación. La respuesta es que hay una gran cantidad de pruebas experimentales, especialmente la espectroscopia electrónica ( $\mathrm{d-d^*}$ siendo las transiciones el ejemplo más obvio), y las propiedades magnéticas, que están de acuerdo con la imagen de la MO y no con la de la hibridación. Es sencillamente imposible explicar muchos de estos fenómenos utilizando esta $\mathrm{sp^3}$ modelo.
Por último, la hibridación no puede explicar por sí sola que un complejo sea tetraédrico ( $\ce{[NiCl4]^2-}$ ) o cuadrada ( $\ce{[Ni(CN)4]^2-}$ ou $\ce{[PtCl4]^2-}$ ). Generalmente, el efecto del ligando, por ejemplo, se explica utilizando la serie espectroquímica. Sin embargo, ¡la hibridación no puede explicar la posición de los ligandos en la serie espectroquímica! Para ello habría que introducir la teoría de la MO.
Complejos octaédricos
Pasando a $\ce{Ni(II)}$ complejos octaédricos, como $\ce{[Ni(H2O)6]^2+}$ La explicación típica es que hay $\mathrm{sp^3d^2}$ hibridación. Pero todos los $\mathrm{3d}$ Los orbitales ya están poblados, así que ¿dónde están los dos $\mathrm{d}$ ¿proceden los orbitales? El $\mathrm{4d}$ Supongo que el conjunto.
![sp3d2 hybridisation scheme for octahedral Ni(II)]()
Los puntos planteados anteriormente para el caso tetraédrico siguen siendo válidos aquí. Sin embargo, aquí tenemos algo aún más criminal: la participación de $\mathrm{4d}$ orbitales en el enlace. Esto simplemente no es plausible, ya que estos orbitales son energéticamente inaccesibles. Además, no es realista esperar que los electrones se donen al $\mathrm{4d}$ orbitales cuando hay agujeros vacíos en el $\mathrm{3d}$ orbitales.
Para los complejos octaédricos en los que existe la posibilidad de formas de alto y bajo espín (p. ej, $\mathrm{d^5}$ $\ce{Fe^3+}$ complejos), la teoría de la hibridación se vuelve aún más engañosa:
![high- and low-spin d5 complex]()
La teoría de la hibridación implica que hay una diferencia fundamental en los orbitales implicados en la unión metal-ligando para los complejos de alto y bajo espín. Sin embargo, esto simplemente no es cierto (de nuevo, un diagrama de MO ilustrará este punto). Y la noción de $\mathrm{4d}$ que los orbitales participen en el enlace no es más realista que en el último caso, es decir, totalmente irreal. En esta situación, también hay que añadir que la teoría de la hibridación no proporciona ninguna forma de predecir si un complejo es de alto o bajo espín, ya que esto depende de nuevo de la serie espectroquímica.
Resumen
La teoría de la hibridación, cuando se aplica a los metales de transición, es tanto incorrecto y inadecuado .
Es incorrecto en el sentido de que utiliza ideas completamente inverosímiles ( $\mathrm{3d}$ metales utilizando $\mathrm{4d}$ orbitales de enlace) como base para describir los complejos metálicos. Sólo eso debería poner en duda toda la idea de utilizar la hibridación para la $\mathrm{3d}$ metales de transición.
Sin embargo, también es inadecuado en el sentido de que no explica la rica química de los metales de transición y sus complejos, ya sean sus geometrías, espectros, reactividades o propiedades magnéticas. Esto impide que sea útil incluso como modelo predictivo.
¿Qué pasa con otras especies químicas?
Has mencionado que la hibridación funciona bien para "otros compuestos". Sin embargo, no siempre es así. En el caso de compuestos simples como el agua, etc., ya hay problemas asociados a la teoría estándar de VSEPR/hibridación. Superficialmente, la $\mathrm{sp^3}$ La hibridación del oxígeno es consistente con la estructura doblada observada, pero eso es todo lo que se puede explicar. El espectro de fotoelectrones del agua muestra claramente que los dos pares solitarios del oxígeno no son equivalentes, y el diagrama de MO del agua lo confirma. Aparte de eso, la hibridación no tiene absolutamente ninguna forma de explicar las estructuras de los boranos; las reglas de Wade hacen un trabajo mucho mejor con el enlace deslocalizado.
Y estos son sólo los elementos del período 2: cuando se entra en la química de los elementos más pesados, la hibridación se convierte en un concepto cada vez menos útil. Por ejemplo, la hipervalencia es un gran problema: $\ce{SF6}$ se afirma que $\mathrm{sp^3d^2}$ hibridado, pero de hecho $\mathrm{d}$ -La participación de los orbitales en la unión es insignificante . Por otro lado, los compuestos no hipervalentes, como $\ce{H2S}$ Probablemente la mejor manera de describirlos es como deshibridores: ¿qué pasó con la teoría que funcionó tan bien para $\ce{H2O}$ ? Simplemente no es aplicable aquí, por razones que van más allá del alcance de este post.
Probablemente hay un escenario en el que es realmente útil, y es cuando se describen compuestos orgánicos. La razón es que el carbono tetravalente tiende a ajustarse a las categorías simples de $\mathrm{sp}^n$ $(n \in \{1, 2, 3\})$ no tenemos los mismos problemas iniciales con $\mathrm{d}$ -orbitales que se han discutido anteriormente. Pero hay advertencias. Por ejemplo, es importante reconocer que no es átomos que se hibridan, sino que orbitales por ejemplo, cada carbono del ciclopropano utiliza $\mathrm{sp^5}$ orbitales para el $\ce{C-C}$ bonos y $\mathrm{sp^2}$ orbitales para el $\ce{C-H}$ bonos.
La conclusión es que cada modelo que utilizamos en química tiene un rango de validez, y debemos tener cuidado de no utilizar un modelo en un contexto en el que no sea válido. La teoría de la hibridación no es válida en el contexto de los complejos de metales de transición y no debe utilizarse como medio para explicar su estructura, enlace y propiedades.
