Хибридизације угљеника подразумева комбинацију два чистих атомских орбитала да формирају нови молекуларни Орбитал "хибрид" са својим карактеристикама. Појам атомске орбитале даје боље објашњење од претходног концепта орбите, ради успостављања апроксимације тамо где је већа вероватноћа проналаска електрона унутар једног атома.

Другим речима, атомска орбитала је представљање квантне механике која даје представу о положају електрона или пара електрона у одређеном подручју унутар атома, где је свака орбитала дефинисана у складу са вредностима њених бројева квант.

Квантни бројеви описују стање система (попут електрона унутар атома) у датом тренутку, кроз енергију која припада електрону (н), угаони момент који он описује у свом кретању (л), сродни магнетни момент (м) и спин електрона док путује унутар атома (атома).

Ови параметри су јединствени за сваки електрон у орбити, тако да два електрона не могу имати потпуно исте вредности четири квантна броја, а сваку орбиталу могу заузети највише два електрона.

Шта је хибридизација угљеника?

Да би се описала хибридизација угљеника, мора се узети у обзир да карактеристике сваке орбитале (њен облик, енергија, величина итд.) Зависе од електронске конфигурације коју има сваки атом.

Односно, карактеристике сваке орбитале зависе од распореда електрона у свакој "љусци" или нивоу: од најближег језгра до најудаљенијег, познатог и као валентна љуска.

Електрони на најудаљенијем нивоу су једини доступни за формирање везе. Стога, када се формира хемијска веза између два атома, ствара се преклапање или суперпозиција две орбитале (по једна из сваког атома) и то је уско повезано са геометријом молекула.

Као што је раније споменуто, свака орбитала може бити испуњена с највише два електрона, али мора се поштовати принцип Ауфбау, помоћу којег се орбитале испуњавају у складу са њиховим нивоом енергије (од најмањег до највећег), као што је приказано приказује доле:

На овај начин прво се пуни ниво од 1 с, затим 2 с, а затим 2 п и тако даље, у зависности од тога колико електрона има атом или јон.

Дакле, хибридизација је феномен који одговара молекулама, јер сваки атом може допринети само чистим атомским орбиталима (с, п, д, ф) и, захваљујући комбинацији две или више атомских орбитала, једнака количина хибридне орбитале које омогућавају везе између елемената.

Главни типови

Атомске орбитале имају различите облике и просторне оријентације, повећавајући се сложеношћу, као што је приказано у наставку:

Примећено је да постоји само једна врста с орбитале (сферног облика), три врсте п орбитале (лобуларни облик, где је сваки режањ оријентисан на просторну ос), пет врста д орбитале и седам врста ф орбитале, где је свака врста орбитала поседује потпуно исту енергију као и она такве врсте.

Угљен атом у свом основном стању има шест електрона чија конфигурација је 1 с ² 2 с ² 2 п ^2. То јест, они би требало да заузму ниво 1 с (два електрона), 2 с (два електрона) и делимично 2п (два преостала електрона) према Ауфбау принципу.

То значи да је атом угљеника има само два неспарене електрона у 2 п орбитални, али тако да није могуће објаснити формирање или геометрију метана (ЦХ ₄ ) молекул или друге сложеније оне.

Дакле, за формирање ових веза потребна је хибридизација с и п орбитала (у случају угљеника), да би се створиле нове хибридне орбитале које објашњавају чак и двоструке и троструке везе, где електрони добијају најстабилнију конфигурацију за формирање молекула. .

Сп хибридизација

Сп ³ хибридизација састоји од формирања четири "Хибрид" орбитала из чисте 2с, 2п _к , 2п _и и 2п _з орбитала .

Дакле, постоји преуређивање електрона на нивоу 2, где су на располагању четири електрона за формирање четири везе и они су поредани паралелно да имају мање енергије (већу стабилност).

Пример је етилен молекул (Ц ₂ Х ₄ ), чије се акције формирају 120 ° углове између атома и дају планарна тригонално геометрија.

У овом случају, ЦХ и ЦЦ једноструке везе (због сп ² орбитале ) и ЦЦ двострука веза (због п орбитале) се стварају да формирају најстабилнији молекул.

Сп хибридизација

Кроз сп ² хибридизацију , из чисте 2с орбитале се стварају три "хибридне" орбитале и три чисте 2п орбитале. Надаље, добива се чиста п орбитала која судјелује у стварању двоструке везе (назване пи: "π").

Пример је етилен молекул (Ц ₂ Х ₄ ), чије се акције формирају 120 ° углове између атома и дају планарна тригонално геометрија. У овом случају, ЦХ и ЦЦ појединачне везе (због сп ² орбиталама ) анд а ЦЦ двострука веза (услед п орбиталне) генеришу да формирају најстабилнији молекул.