Die Hybridisierung von Kohlenstoff beinhaltet die Kombination von zwei reinen Atomorbitalen, um ein neues Molekülorbital "Hybrid" mit seinen eigenen Eigenschaften zu bilden. Der Begriff des Atomorbitals liefert eine bessere Erklärung als das vorherige Konzept der Umlaufbahn, um eine Annäherung daran zu erstellen, wo eine größere Wahrscheinlichkeit besteht, ein Elektron innerhalb eines Atoms zu finden.

Mit anderen Worten, ein Atomorbital ist die Darstellung der Quantenmechanik, um eine Vorstellung von der Position eines Elektrons oder Elektronenpaares in einem bestimmten Bereich innerhalb des Atoms zu erhalten, wobei jedes Orbital gemäß den Werten seiner Zahlen definiert wird Quantum.

Quantenzahlen beschreiben den Zustand eines Systems (wie das des Elektrons im Atom) zu einem bestimmten Zeitpunkt durch die zum Elektron (n) gehörende Energie, den Drehimpuls, den es in seiner Bewegung beschreibt (l), das zugehörige magnetische Moment (m) und der Spin des Elektrons auf seinem Weg innerhalb des Atoms (der Atome).

Diese Parameter sind für jedes Elektron in einem Orbital eindeutig, sodass zwei Elektronen nicht genau die gleichen Werte der vier Quantenzahlen haben können und jedes Orbital von höchstens zwei Elektronen besetzt werden kann.

Was ist Kohlenstoffhybridisierung?

Um die Hybridisierung von Kohlenstoff zu beschreiben, muss berücksichtigt werden, dass die Eigenschaften jedes Orbitals (seine Form, Energie, Größe usw.) von der elektronischen Konfiguration jedes Atoms abhängen.

Das heißt, die Eigenschaften jedes Orbitals hängen von der Anordnung der Elektronen in jeder "Hülle" oder Ebene ab: von der dem Kern am nächsten gelegenen bis zur äußersten, auch als Valenzschale bekannt.

Die Elektronen auf der äußersten Ebene sind die einzigen, die zur Bildung einer Bindung zur Verfügung stehen. Wenn daher eine chemische Bindung zwischen zwei Atomen gebildet wird, wird die Überlappung oder Überlagerung von zwei Orbitalen (eines von jedem Atom) erzeugt, und dies hängt eng mit der Geometrie der Moleküle zusammen.

Wie bereits erwähnt, kann jedes Orbital mit maximal zwei Elektronen gefüllt werden, es muss jedoch das Aufbau-Prinzip befolgt werden, mit dem die Orbitale wie gezeigt entsprechend ihrem Energieniveau (vom kleinsten zum größten) gefüllt werden zeigt unten:

Auf diese Weise wird zuerst das 1 s-Niveau gefüllt, dann die 2 s, gefolgt von 2 p usw., abhängig davon, wie viele Elektronen das Atom oder Ion hat.

Somit ist die Hybridisierung ein Phänomen, das Molekülen entspricht, da jedes Atom nur reine Atomorbitale (s, p, d, f) und aufgrund der Kombination von zwei oder mehr Atomorbitalen die gleiche Menge von beitragen kann Hybridorbitale, die Verknüpfungen zwischen Elementen ermöglichen.

Haupttypen

Atomorbitale haben unterschiedliche Formen und räumliche Ausrichtungen, deren Komplexität zunimmt, wie unten gezeigt:

Es wird beobachtet, dass es nur einen Typ von s-Orbital (Kugelform), drei Arten von p-Orbital (lobuläre Form, bei denen jeder Lappen auf einer Raumachse ausgerichtet ist), fünf Arten von d-Orbital und sieben Arten von f-Orbital gibt, bei denen jeder Typ von Das Orbital besitzt genau die gleiche Energie wie seine Art.

Das Kohlenstoffatom hat im Grundzustand sechs Elektronen, deren Konfiguration 1 s ² 2 s ² 2 p ^{2 ist.} Das heißt, sie sollten die Ebene 1 s (zwei Elektronen), die 2 s (zwei Elektronen) und teilweise die 2p einnehmen (die beiden verbleibenden Elektronen) nach dem Aufbau-Prinzip.

Dies bedeutet, dass das Kohlenstoffatom nur zwei ungepaarte Elektronen im 2 p-Orbital hat, daher ist es nicht möglich, die Bildung oder Geometrie des Methan (CH ₄ ) -Moleküls oder anderer komplexerer zu erklären .

Um diese Bindungen zu bilden, ist die Hybridisierung der s- und p-Orbitale erforderlich (im Fall von Kohlenstoff), um neue Hybridorbitale zu erzeugen, die sogar die Doppel- und Dreifachbindungen erklären, bei denen die Elektronen die stabilste Konfiguration für die Bildung von Molekülen erhalten. .

Sp-Hybridisierung

Die sp ³ -Hybridisierung besteht aus der Bildung von vier "Hybrid" -Orbitalen aus den reinen 2s-, 2p _x- , 2p _y- und 2p _z- Orbitalen .

Somit gibt es die Umlagerung der Elektronen auf Stufe 2, wo vier Elektronen für die Bildung von vier Bindungen zur Verfügung stehen und sie parallel angeordnet sind, um weniger Energie zu haben (größere Stabilität).

Ein Beispiel ist das Ethylenmolekül (C ₂ H ₄ ), dessen Bindungen 120 ° -Winkel zwischen den Atomen bilden und ihm eine planare trigonale Geometrie verleihen.

In diesem Fall werden CH- und CC-Einfachbindungen (aufgrund der sp ² -Orbitale ) und eine CC-Doppelbindung (aufgrund des p-Orbitals) erzeugt , um das stabilste Molekül zu bilden.

Sp-Hybridisierung

Durch sp ² -Hybridisierung werden drei "Hybrid" -Orbitale aus dem reinen 2s-Orbital und drei reinen 2p-Orbitalen erzeugt. Weiterhin wird ein reines p-Orbital erhalten, das an der Bildung einer Doppelbindung beteiligt ist (pi: "π" genannt).

Ein Beispiel ist das Ethylenmolekül (C ₂ H ₄ ), dessen Bindungen 120 ° -Winkel zwischen den Atomen bilden und ihm eine planare trigonale Geometrie verleihen. In diesem Fall werden CH- und CC-Einfachbindungen (aufgrund der sp ² -Orbitale ) und eine CC-Doppelbindung (aufgrund des p-Orbitals) erzeugt , um das stabilste Molekül zu bilden.