L' ibridazione del carbonio comporta la combinazione di due orbitali atomici puri per formare un nuovo "ibrido" orbitale molecolare con le proprie caratteristiche. La nozione di orbitale atomico fornisce una spiegazione migliore rispetto al precedente concetto di orbita, per stabilire un'approssimazione di dove c'è una maggiore probabilità di trovare un elettrone all'interno di un atomo.

In altre parole, un orbitale atomico è la rappresentazione della meccanica quantistica per dare un'idea della posizione di un elettrone o di una coppia di elettroni in una certa area all'interno dell'atomo, dove ogni orbitale è definito in base ai valori dei suoi numeri quantistica.

I numeri quantici descrivono lo stato di un sistema (come quello dell'elettrone all'interno dell'atomo) in un determinato momento, attraverso l'energia appartenente all'elettrone (n), il momento angolare che descrive nel suo moto (l), il relativo momento magnetico (m) e lo spin dell'elettrone mentre viaggia all'interno degli atomi.

Questi parametri sono unici per ogni elettrone in un orbitale, quindi due elettroni non possono avere esattamente gli stessi valori dei quattro numeri quantici e ogni orbitale può essere occupato al massimo da due elettroni.

Cos'è l'ibridazione del carbonio?

Per descrivere l'ibridazione del carbonio, si deve tener conto che le caratteristiche di ogni orbitale (la sua forma, energia, dimensione, ecc.) Dipendono dalla configurazione elettronica di ciascun atomo.

Cioè, le caratteristiche di ogni orbitale dipendono dalla disposizione degli elettroni in ogni "guscio" o livello: dal più vicino al nucleo a quello più esterno, noto anche come guscio di valenza.

Gli elettroni al livello più esterno sono gli unici disponibili per formare un legame. Pertanto, quando si forma un legame chimico tra due atomi, viene generata la sovrapposizione o la sovrapposizione di due orbitali (uno da ciascun atomo) e questo è strettamente correlato alla geometria delle molecole.

Come accennato in precedenza, ogni orbitale può essere riempito con un massimo di due elettroni ma deve essere seguito il Principio di Aufbau, mediante il quale gli orbitali vengono riempiti in base al loro livello di energia (dal più piccolo al più grande), come mostrato mostra di seguito:

In questo modo viene riempito prima il livello 1 s, poi il 2 s, seguito dal 2 pe così via, a seconda di quanti elettroni ha l'atomo o lo ione.

Pertanto, l'ibridazione è un fenomeno corrispondente alle molecole, poiché ogni atomo può contribuire solo con orbitali atomici puri (s, p, d, f) e, a causa della combinazione di due o più orbitali atomici, la stessa quantità di orbitali ibridi che consentono collegamenti tra elementi.

Tipi principali

Gli orbitali atomici hanno forme e orientamenti spaziali diversi, aumentando la complessità, come mostrato di seguito:

Si osserva che esiste un solo tipo di orbitale s (forma sferica), tre tipi di orbitale p (forma lobulare, in cui ogni lobo è orientato su un asse spaziale), cinque tipi di orbitale d e sette tipi di orbitale f, dove ogni tipo di orbitale orbitale possiede esattamente la stessa energia di quelli del suo genere.

L'atomo di carbonio nel suo stato fondamentale ha sei elettroni, la cui configurazione è 1 s ² 2 s ² 2 p ^2. Cioè, dovrebbero occupare il livello 1 s (due elettroni), i 2 s (due elettroni) e parzialmente il 2p (i due elettroni rimanenti) secondo il principio di Aufbau.

Ciò significa che l'atomo di carbonio ha solo due elettroni spaiati nell'orbitale 2 p, ma quindi non è possibile spiegare la formazione o la geometria della molecola di metano (CH ₄ ) o di altre più complesse.

Quindi per formare questi legami è necessaria l'ibridazione degli orbitali se p (nel caso del carbonio), per generare nuovi orbitali ibridi che spieghino anche i doppi e tripli legami, dove gli elettroni acquisiscono la configurazione più stabile per la formazione delle molecole. .

Sp ibridazione

L'ibridazione sp ³ consiste nella formazione di quattro orbitali “ibridi” dagli orbitali puri 2s, 2p _x , 2p _y e 2p _z .

Quindi, c'è il riarrangiamento degli elettroni al livello 2, dove sono disponibili quattro elettroni per la formazione di quattro legami e sono disposti in parallelo per avere meno energia (maggiore stabilità).

Un esempio è la molecola di etilene (C ₂ H ₄ ), i cui legami formano angoli di 120 ° tra gli atomi e gli conferiscono una geometria trigonale planare.

In questo caso, vengono generati singoli legami CH e CC (dovuti agli orbitali sp ² ) e un doppio legame CC (dovuto all'orbitale p), per formare la molecola più stabile.

Sp ibridazione

Attraverso l'ibridazione sp ² , tre orbitali "ibridi" vengono generati dall'orbitale puro 2s e tre orbitali 2p puri. Inoltre, si ottiene un orbitale p puro che partecipa alla formazione di un doppio legame (chiamato pi: "π").

Un esempio è la molecola di etilene (C ₂ H ₄ ), i cui legami formano angoli di 120 ° tra gli atomi e gli conferiscono una geometria trigonale planare. In questo caso, vengono generati singoli legami CH e CC (dovuti agli orbitali sp ² ) e un doppio legame CC (dovuto all'orbitale p) per formare la molecola più stabile.