Hibridizarea carbonului în ceea ce el constă, tipurile și caracteristicile acestuia



carbon hibridizare implică combinarea a două orbitale atomice pure pentru a forma un nou orbital molecular "hibrid" cu propriile caracteristici. Noțiunea de orbital atomic oferă o explicație mai bună decât conceptul anterior al orbitei, de a stabili o aproximare a locului în care există o probabilitate mai mare de a găsi un electron în interiorul unui atom.

Cu alte cuvinte, un orbital atomic este reprezentarea mecanicii cuantice pentru a da o idee despre poziția unei perechi de electroni sau de electroni într-o anumită zonă în interiorul atomului, în care fiecare orbital este definit în conformitate cu valorile numerelor lor cuantice.

Numerele cuantice descriu starea unui sistem (cum ar fi de electroni în interiorul atomului) la un moment dat, de energia care aparține de electroni (n), momentul cinetic descris în mișcarea sa (L), momentul magnetic asociat (m) și rotația electronului în timp ce se deplasează în interiorul atomului (lor).

Acești parametri sunt unice pentru fiecare electron într-un orbital, asa ca doi electroni nu pot avea exact aceleași valori ale celor patru numere cuantice și fiecare orbital poate fi ocupat de cel mult doi electroni.

index

  • 1 Ce este hibridizarea carbonului?
  • 2 Tipuri principale
    • 2.1 Hibridizarea Sp3
    • 2.2 Hibridizarea sp2
    • 2.3 Hibridizarea sp
  • 3 Referințe

Care este hibridizarea carbonului?

Pentru a descrie hibridizarea carbonului trebuie avut în vedere că caracteristicile fiecărei orbite (forma, energia, mărimea etc.) depind de configurația electronică a fiecărui atom.

Caracteristicile fiecărei orbite depind de aranjarea electronilor în fiecare "strat" ​​sau de la un nivel: de la cea mai apropiată la miez spre cea mai îndepărtată, cunoscută și sub denumirea de coajă de valență.

Electronii de la nivelul ultraperiferic sunt singurii disponibili pentru a forma o legătură. Prin urmare, atunci când se formează o legătură chimică între doi atomi, este generată suprapunerea sau suprapunerea a două orbitali (unul din fiecare atom) și aceasta este strâns legată de geometria moleculelor.

Așa cum sa menționat mai devreme, fiecare orbital poate fi umplut cu maximum doi electroni dar principiul Aufbau fi urmat, prin care orbitalii sunt ocupate în funcție de nivelul lor de energie (de la cel mai mic la cel mai mare), ca arată mai jos:

În acest fel, nivelul 1 este umplut primuls, apoi 2s, urmată de 2p și așa mai departe, în funcție de câte electroni are atomul sau ionul.

Astfel, hibridizarea este un fenomen corespunzător moleculelor, deoarece fiecare atom poate oferi numai orbite atomice pure (s, p, d, F) și, datorită combinației a două sau mai multe orbite atomice, se formează același număr de orbite hibride care permit legăturile dintre elemente.

Tipuri principale

Atomic orbitalul are forme și orientări spațiale diferite, în creștere în complexitate, după cum se arată mai jos:

Se observă că există un singur tip de orbital s (formă sferică), trei tipuri de orbită p (forma lobulară, unde fiecare lob este orientat pe o axă spațială), cinci tipuri de orbital d și șapte tipuri de orbital F, unde fiecare tip de orbital are exact aceeași energie ca și tipul său.

Atomul de carbon din starea sa de bază are șase electroni, a căror configurație este 1s22s22p2. Adică ar trebui să ocupe nivelul 1s (doi electroni), 2s (doi electroni) și parțial 2p (ceilalți doi electroni) în conformitate cu principiul Aufbau.

Acest lucru înseamnă că atomul de carbon are doar doi electroni nepartiți în orbitalul 2p, dar nu este posibil să se explice formarea sau geometria moleculei de metan (CH4) sau altele mai complexe.

Deci, pentru a forma aceste legături, aveți nevoie de hibridizarea orbitalilor s și p (în cazul carbonului), pentru a genera noi orbite hibride care explică chiar legături duble și triple, unde electronii dobândesc cea mai stabilă configurație pentru formarea moleculelor.

Hibridizarea sp3

Hibridizarea sp3 constă în formarea a patru orbite "hibride" din orbitele 2s, 2px, 2pși și 2pz pură.

Astfel, avem rearanjarea electronilor în nivelul 2, unde există patru electroni disponibili pentru formarea a patru legături și sunt comandați în paralel pentru a avea o energie mai mică (o stabilitate mai mare).

Un exemplu este molecula de etilenă (C.2H4), ale căror legături formează unghiuri de 120 ° între atomi și asigură o geometrie triunghiulară plat.

În acest caz, legături simple C-H și C-C sunt generate (datorită orbitalilor) sp2) și o legătură dublă C-C (datorită orbitalului p), pentru a forma cea mai stabilă moleculă.

Hibridizarea sp2

Prin hibridizarea sp2 trei orbite "hibride" sunt generate din orbitele pure 2s și 3 orbite 2p pure. În plus, se obține o porbitală pură care participă la formarea unei legături duble (numită pi: "π").

Un exemplu este molecula de etilenă (C.2H4), ale căror legături formează unghiuri de 120 ° între atomi și asigură o geometrie triunghiulară plat. În acest caz, se generează legături simple C-H și C-C (datorită sp orbitalilor).2) și o legătură dublă C-C (datorită porbitalului), pentru a forma cea mai stabilă moleculă.

Hibridizarea sp

Prin hibridizarea sp două orbite "hibride" se stabilesc din orbitele pur orbite 2 și orbale 2p pure. În acest fel se formează două orbitale pure care participă la formarea unei legături triple.

Pentru acest tip de hibridizare, molecula acetilenă (C) este prezentată ca un exemplu2H2), ale căror legături formează unghiuri de 180 ° între atomi și furnizează o geometrie liniară.

Pentru această structură au legături simple C-H și C-C (din cauza orbital sp) și o legătură triplă C-C (adică, două legături pi datorate p orbitală), pentru a obține configurația cu repulsie electron inferior.

referințe

  1. Hibridizare orbitală. Adus de la en.wikipedia.org
  2. Fox, M. A. și Whitesell, J. K. (2004). Chimie organică Recuperat de la books.google.co.ve
  3. Carey, F. A. și Sundberg, R. J. (2000). Chimie organică avansată: Partea A: Structura și mecanismele. Recuperat de la books.google.co.ve
  4. Anslyn, E. V. și Dougherty, D. A. (2006). Chimie organică fizică modernă. Recuperat de la books.google.co.ve
  5. Mathur, R. B.; Singh, B. P. și Pande, S. (2016). Nanomateriale de carbon: sinteză, structură, proprietăți și aplicații. Recuperat de la books.google.co.ve