Hibridização de carbono no que consiste, tipos e suas características

O hibridização de carbono envolve a combinação de dois orbitais atômicos puros para formar um novo orbital molecular "híbrido" com suas próprias características. A noção de orbitais atômicos dá uma explicação melhor do que o conceito anterior de órbita, para estabelecer uma aproximação de onde há uma maior probabilidade de encontrar um elétron dentro de um átomo.

Em outras palavras, um orbital atômico é a representação da mecânica quântica para dar uma idéia da posição de um elétron ou par de elétrons em uma determinada área dentro do átomo, onde cada orbital é definido de acordo com os valores de seus números. quantum

Os números quânticos descrevem o estado de um sistema (como o do elétron dentro do átomo) em um determinado momento, por meio da energia pertencente ao elétron (n), o momento angular que ele descreve em seu movimento (l), o momento magnético relacionado (m) e o spin do elétron enquanto se move dentro do (s) átomo (s).

Estes parâmetros são únicos para cada elétron em um orbital, então dois elétrons não podem ter exatamente os mesmos valores dos quatro números quânticos e cada orbital pode ser ocupado por dois elétrons no máximo.

Índice

• 1 O que é hibridação de carbono?
• 2 tipos principais
  • 2.1 Hibridização Sp3
  • 2.2 Hibridização sp2
  • 2.3 Hibridização sp
• 3 referências

Qual é a hibridização do carbono?

Para descrever a hibridação do carbono deve-se levar em conta que as características de cada orbital (sua forma, energia, tamanho, etc.) dependem da configuração eletrônica de cada átomo.

Ou seja, as características de cada orbital dependem do arranjo dos elétrons em cada "camada" ou nível: do mais próximo ao núcleo até o mais externo, também conhecido como escudo de valência.

Os elétrons do nível mais externo são os únicos disponíveis para formar um vínculo. Portanto, quando uma ligação química é formada entre dois átomos, a sobreposição ou sobreposição de dois orbitais (um de cada átomo) é gerada e isso está intimamente relacionado com a geometria das moléculas.

Como dito acima, cada orbital pode ser preenchido com um máximo de dois elétrons, mas o Princípio Aufbau deve ser seguido, pelo qual os orbitais são preenchidos de acordo com seu nível de energia (do menor para o maior), como mostra abaixo:

Desta forma, o nível 1 é preenchido primeirosentão 2s, seguido de 2p e assim por diante, dependendo de quantos elétrons o átomo ou íon possui.

Assim, a hibridização é um fenômeno correspondente às moléculas, já que cada átomo pode fornecer apenas orbitais atômicos puros (s, p, d, f) e, devido à combinação de dois ou mais orbitais atômicos, é formado o mesmo número de orbitais híbridos que permitem a ligação entre os elementos.

Tipos principais

Os orbitais atômicos têm diferentes formas e orientações espaciais, aumentando em complexidade, como mostrado abaixo:

Observa-se que existe apenas um tipo de orbital s (forma esférica), três tipos de orbital p (forma lobular, onde cada lobo é orientado em um eixo espacial), cinco tipos de orbital d e sete tipos de orbital f, onde cada tipo de orbital tem exatamente a mesma energia que o seu tipo.

O átomo de carbono em seu estado fundamental possui seis elétrons, cuja configuração é 1s²2s²2p^2. Ou seja, eles devem ocupar o nível 1s (dois elétrons), o 2s (dois elétrons) e parcialmente 2p (os dois elétrons restantes) de acordo com o Princípio de Aufbau.

Isto significa que o átomo de carbono tem apenas dois elétrons desemparelhados no orbital 2p, mas não é possível explicar a formação ou geometria da molécula de metano (CH₄) ou outros mais complexos.

Então para formar esses laços você precisa da hibridação dos orbitais s e p (no caso do carbono), para gerar novos orbitais híbridos que explicam até mesmo ligações duplas e triplas, onde os elétrons adquirem a configuração mais estável para a formação de moléculas.

Hibridização sp³

Hibridização sp³ consiste na formação de quatro orbitais "híbridos" dos orbitais 2s e 2p_x2p_e e 2p_z puro

Assim, temos o rearranjo dos elétrons no nível 2, onde há quatro elétrons disponíveis para a formação de quatro ligações e eles são ordenados em paralelo para ter menor energia (maior estabilidade).

Um exemplo é a molécula de etileno (C₂H₄), cujas ligações formam ângulos de 120 ° entre os átomos e fornecem uma geometria trigonal plana.

Neste caso, simples ligações C-H e C-C são geradas (devido a orbitais) sp²) e uma dupla ligação C-C (devido ao orbital p), para formar a molécula mais estável.

Hibridização sp²

Através da hibridação sp² três orbitais "híbridos" são gerados a partir do orbital 2s puro e três orbitais 2p puros. Além disso, obtém-se um orbital p puro que participa na formação de uma ligação dupla (denominada pi: "π").

Um exemplo é a molécula de etileno (C₂H₄), cujas ligações formam ângulos de 120 ° entre os átomos e fornecem uma geometria trigonal plana. Neste caso, simples ligações C-H e C-C são geradas (devido a orbitais sp).²) e uma dupla ligação C-C (devido ao orbital p), para formar a molécula mais estável.

Hibridização sp

Por sp hybridization dois orbitais "híbridos" são estabelecidos a partir do orbital 2s puro e três orbitais 2p puros. Desta forma, dois orbitais p puro são formados que participam na formação de uma ligação tripla.

Para este tipo de hibridização, a molécula de acetileno (C) é apresentada como um exemplo₂H₂), cujas ligações formam ângulos de 180 ° entre os átomos e fornecem uma geometria linear.

Para esta estrutura, existem ligações C-H e C-C simples (devido aos orbitais sp) e uma ligação C-C tripla (isto é, duas ligações pi devido aos orbitais p), para obter a configuração com menos repulsão eletrônica.

Referências

1. Hibridização orbital. Obtido em en.wikipedia.org
2. Fox, M. A. e Whitesell, J. K. (2004). Química Orgânica Recuperado de books.google.co.ve
3. Carey, F. A. e Sundberg, R. J. (2000). Química Orgânica Avançada: Parte A: Estrutura e Mecanismos. Recuperado de books.google.co.ve
4. Anslyn, E. V. e Dougherty, D. A. (2006). Química Orgânica Física Moderna. Recuperado de books.google.co.ve
5. Mathur, R. B; Singh, B. P. e Pande, S. (2016). Nanomateriais de Carbono: Síntese, Estrutura, Propriedades e Aplicações. Recuperado de books.google.co.ve