La hibridació de l'carboni implica la combinació de dos orbitals atòmics purs per formar un nou orbital molecular "híbrid" amb característiques pròpies. La noció d'orbital atòmic dóna una millor explicació que el concepte anterior d'òrbita, per establir una aproximació d'on hi ha major probabilitat de trobar un electró dins d'un àtom.

Dit d'una altra manera, un orbital atòmic és la representació de la mecànica quàntica per donar una idea de la posició d'un electró o parell d'electrons en una zona determinada dins de l'àtom, on cada orbital es defineix d'acord amb els valors dels seus números quàntics.

Els números quàntics descriuen l'estat d'un sistema (com el de l'electró dins de l'àtom) en determinat moment, per mitjà de l'energia que pertany a l'electró (n), el moment angular que descriu en el seu moviment (l), el moment magnètic relacionat (m) i el gir de l'electró mentre es desplaça dins d'l'àtom (s).

Aquests paràmetres són únics per a cada electró en un orbital, de manera que dos electrons no poden tenir exactament els mateixos valors dels quatre nombres quàntics i cada orbital pot ser ocupat per dos electrons com a màxim.

En què consisteix la hibridació de l'carboni?

Per descriure la hibridació de l'carboni s'ha de prendre en compte que les característiques de cada orbital (la seva forma, energia, mida, etc.) depenen de la configuració electrònica que tingui cada àtom.

És a dir, les característiques de cada orbital depenen de la disposició dels electrons en cada "capa" o nivell: des del més proper a l'nucli fins al més extern, conegut també com a capa de valència.

Els electrons de el nivell més extern són els únics disponibles per formar un enllaç. Per tant, quan es forma un enllaç químic entre dos àtoms es genera el solapament o superposició de dos orbitals (un de cada àtom) i això està estretament relacionat amb la geometria de les molècules.

Com es va dir anteriorment, cada orbital pot ser omplert amb un màxim de dos electrons però s'ha de seguir el Principi d'Aufbau, per mitjà de el qual els orbitals es van omplint d'acord amb el seu nivell energètic (des del més petit fins al més gran), com es mostra a continuació:

D'aquesta manera, primer s'omple el nivell 1 s, després el 2 s, seguit de el 2 p i així successivament, depenent de quants electrons té l'àtom o ió.

Així, la hibridació és un fenomen corresponent a les molècules, ja que cada àtom pot aportar només orbitals atòmics purs (s, p, d, f) i, a causa de la combinació de dos o més orbitals atòmics, es forma la mateixa quantitat de orbitals híbrids que permeten els enllaços entre elements.

tipus principals

Els orbitals atòmics tenen diferents formes i orientacions espacials, augmentant en complexitat, tal com es mostra a continuació:

S'observa que hi ha un sol tipus d'orbital s (forma esfèrica), tres tipus d'orbital p (forma lobular, on cada lòbul està orientat sobre un eix espacial), cinc tipus d'orbital di set tipus d'orbital f, on cada tipus de orbital posseeix exactament la mateixa energia que els de la seva classe.

L'àtom de carboni en el seu estat fonamental posseeix sis electrons, la configuració és 1 s ² 2 s ² 2 p ^2. És a dir, haurien d'ocupar el nivell 1 s (dos electrons), el 2 s (dos electrons) i parcialment el 2p (els dos electrons restants) d'acord a l'Principi d'Aufbau.

Això vol dir que l'àtom de carboni només posseeix dos electrons desaparellats en l'orbital 2 p, però així no és possible explicar la formació ni geometria de la molècula de metà (CH ₄) o altres més complexes.

Així que per formar aquests enllaços es necessita la hibridació dels orbitals sip (per al cas de l'carboni), per generar nous orbitals híbrids que expliquin fins i tot els enllaços dobles i triples, on els electrons adquireixen la configuració més estable per a la formació de les molècules.

hibridació sp

La hibridació sp ³ consisteix en la formació de quatre orbitals "híbrids" a partir dels orbitals 2s, 2p _x, 2p _i i 2p _z purs.

Així, es té el rearreglo dels electrons en el nivell 2, on hi ha quatre electrons disponibles per a la formació de quatre enllaços i s'ordenen de forma paral·lela per tenir menor energia (més estabilitat).

Un exemple és la molècula d'etilè (C ₂ H ₄), els enllaços formen angles de 120 ° entre els àtoms i li proporcionen una geometria trigonal plana.

En aquest cas es generen enllaços simples CH i CC (a causa dels orbitals sp ²) i un enllaç doble CC (a causa de l'orbital p), per formar la molècula més estable.

hibridació sp

A través de la hibridació sp ² es generen tres orbitals "híbrids" a partir d'l'orbital 2s pur i tres orbitals 2p purs. A més, s'obté un orbital p pur que participa en la formació d'un enllaç doble (anomenat pi: "π").

Un exemple és la molècula d'etilè (C ₂ H ₄), els enllaços formen angles de 120 ° entre els àtoms i li proporcionen una geometria trigonal plana. En aquest cas es generen enllaços simples CH i CC (a causa dels orbitals sp ²) i un enllaç doble CC (a causa de l'orbital p), per formar la molècula més estable.