De hybridisatie van koolstof omvat de combinatie van twee zuivere atomaire orbitalen om een ​​nieuwe moleculaire orbitale "hybride" te vormen met zijn eigen kenmerken. Het begrip atomaire orbitaal geeft een betere verklaring dan het vorige concept van baan, om een ​​benadering vast te stellen van waar er een grotere kans is om een ​​elektron in een atoom te vinden.

Met andere woorden, een atomaire orbitaal is de representatie van de kwantummechanica om een ​​idee te geven van de positie van een elektron of elektronenpaar in een bepaald gebied binnen het atoom, waar elke orbitaal wordt gedefinieerd op basis van de waarden van zijn getallen. quantum.

Kwantumgetallen beschrijven de toestand van een systeem (zoals die van het elektron in het atoom) op een bepaald moment, door de energie die bij het elektron (n) hoort, het impulsmoment dat het beschrijft in zijn beweging (l), het gerelateerde magnetische moment (m) en de spin van het elektron terwijl het binnen het atoom / de atomen reist.

Deze parameters zijn uniek voor elk elektron in een orbitaal, dus twee elektronen kunnen niet exact dezelfde waarden van de vier kwantumgetallen hebben en elke orbitaal kan door maximaal twee elektronen worden ingenomen.

Wat is koolstofhybridisatie?

Om de hybridisatie van koolstof te beschrijven, moet er rekening mee worden gehouden dat de kenmerken van elke orbitaal (zijn vorm, energie, grootte, enz.) Afhankelijk zijn van de elektronische configuratie die elk atoom heeft.

Dat wil zeggen, de kenmerken van elke orbitaal hangen af ​​van de rangschikking van de elektronen in elke "schil" of elk niveau: van het dichtst bij de kern tot het buitenste, ook bekend als de valentieschil.

De elektronen op het buitenste niveau zijn de enige die beschikbaar zijn om een ​​binding te vormen. Daarom, wanneer een chemische binding wordt gevormd tussen twee atomen, wordt de overlapping of superpositie van twee orbitalen (één van elk atoom) gegenereerd en dit hangt nauw samen met de geometrie van de moleculen.

Zoals eerder vermeld, kan elke orbitaal worden gevuld met maximaal twee elektronen, maar het Aufbau-principe moet worden gevolgd, waarmee de orbitalen worden gevuld volgens hun energieniveau (van de kleinste naar de grootste), zoals weergegeven toont hieronder:

Op deze manier wordt eerst het 1 s-niveau gevuld, dan de 2 s, gevolgd door de 2 p enzovoort, afhankelijk van hoeveel elektronen het atoom of ion heeft.

Hybridisatie is dus een fenomeen dat overeenkomt met moleculen, aangezien elk atoom alleen pure atomaire orbitalen (s, p, d, f) kan bijdragen en, vanwege de combinatie van twee of meer atomaire orbitalen, dezelfde hoeveelheid hybride orbitalen die verbindingen tussen elementen mogelijk maken.

Belangrijkste soorten

Atoomorbitalen hebben verschillende vormen en ruimtelijke oriëntaties, die in complexiteit toenemen, zoals hieronder wordt weergegeven:

Opgemerkt wordt dat er slechts één type s-orbitaal (bolvorm), drie soorten p-orbitaal (lobulaire vorm, waarbij elke lob op een ruimtelijke as is georiënteerd), vijf soorten d-orbitaal en zeven soorten f-orbitaal zijn, waarbij elk type orbitaal bezit precies dezelfde energie als die in zijn soort.

Het koolstofatoom in zijn grondtoestand heeft zes elektronen, waarvan de configuratie 1 s ² 2 s ² 2 p ² is ^. Dat wil zeggen dat ze het niveau 1 s (twee elektronen), de 2 s (twee elektronen) en gedeeltelijk de 2p moeten bezetten. (de twee resterende elektronen) volgens het Aufbau-principe.

Dit betekent dat het koolstofatoom slechts twee ongepaarde elektronen heeft in de 2 p-orbitaal, maar het is dus niet mogelijk om de vorming of geometrie van het methaan (CH ₄ ) -molecuul of andere meer complexe moleculen te verklaren .

Dus om deze bindingen te vormen, is de hybridisatie van de s- en p-orbitalen nodig (in het geval van koolstof), om nieuwe hybride orbitalen te genereren die zelfs de dubbele en drievoudige bindingen verklaren, waarbij de elektronen de meest stabiele configuratie krijgen voor de vorming van moleculen. .

Sp-hybridisatie

De sp ^3- hybridisatie bestaat uit de vorming van vier "hybride" orbitalen uit de zuivere 2s, 2p _x , 2p _y en 2p _z orbitalen .

Zo is er de herschikking van de elektronen op niveau 2, waar er vier elektronen beschikbaar zijn voor de vorming van vier bindingen en ze parallel zijn gerangschikt om minder energie te hebben (grotere stabiliteit).

Een voorbeeld is het ethyleenmolecuul (C ₂ H ₄ ), waarvan de bindingen 120 ° hoeken vormen tussen de atomen en het een vlakke trigonale geometrie geven.

In dit geval worden enkelvoudige CH- en CC-bindingen (vanwege de sp ^2- orbitalen ) en een dubbele CC-binding (vanwege de p-orbitaal) gegenereerd om het meest stabiele molecuul te vormen.

Sp-hybridisatie

Door sp ^2- hybridisatie worden drie "hybride" orbitalen gegenereerd uit de pure 2s-orbitaal en drie pure 2p-orbitalen. Bovendien wordt een zuivere p-orbitaal verkregen die bijdraagt ​​aan de vorming van een dubbele binding (genaamd pi: "π").

Een voorbeeld is het ethyleenmolecuul (C ₂ H ₄ ), waarvan de bindingen 120 ° hoeken vormen tussen de atomen en het een vlakke trigonale geometrie geven. In dit geval worden enkelvoudige CH- en CC-bindingen (vanwege de sp ^2- orbitalen ) en een dubbele CC-binding (vanwege de p-orbitaal) gegenereerd om het meest stabiele molecuul te vormen.