Kohlenstoff-Hybridisierung: Woraus besteht, Arten und ihre Eigenschaften
Die Hybridisierung von Kohlenstoff beinhaltet die Kombination von zwei reinen Atomorbitalen, um ein neues "hybrides" Molekülorbital mit seinen eigenen Eigenschaften zu bilden. Der Begriff des Atomorbitals bietet eine bessere Erklärung als das bisherige Konzept der Umlaufbahn, um eine Annäherung an den Ort zu ermitteln, an dem die Wahrscheinlichkeit größer ist, ein Elektron in einem Atom zu finden.
Anders ausgedrückt, ein Atomorbital ist die Darstellung der Quantenmechanik, um eine Vorstellung von der Position eines Elektrons oder eines Elektronenpaars in einem bestimmten Bereich innerhalb des Atoms zu erhalten, in dem jedes Orbital gemäß den Werten seiner Zahlen definiert ist Quantum
Quantenzahlen beschreiben den Zustand eines Systems (wie des Elektrons im Atom) zu einem bestimmten Zeitpunkt anhand der Energie des Elektrons (n), des Drehimpulses, den es in seiner Bewegung (l) beschreibt, und des damit verbundenen magnetischen Moments (m) und der Spin des Elektrons während der Bewegung innerhalb des Atoms (der Atome).
Diese Parameter sind für jedes Elektron in einem Orbital eindeutig, so dass zwei Elektronen nicht genau die gleichen Werte der vier Quantenzahlen haben können und jedes Orbital höchstens von zwei Elektronen besetzt werden kann.
Was ist die Hybridisierung von Kohlenstoff?
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 "Schicht" oder Ebene ab: von der dem Kern am nächsten gelegenen bis zur äußersten, auch als Valenzschale bezeichnet.
Nur die Elektronen der äußersten Ebene können eine Bindung eingehen. Wenn daher eine chemische Bindung zwischen zwei Atomen gebildet wird, wird die Überlappung oder Überlappung zweier Orbitale (eines von jedem Atom) erzeugt, und dies hängt eng mit der Geometrie der Moleküle zusammen.
Wie oben erwähnt, kann jedes Orbital mit maximal zwei Elektronen gefüllt werden, es muss jedoch das Aufbauprinzip befolgt werden, wonach die Orbitalen entsprechend ihrem Energieniveau (vom niedrigsten zum höchsten) gefüllt werden zeigt unten:
Auf diese Weise wird zuerst die Ebene 1 s gefüllt, dann die 2 s, gefolgt von 2 p und so weiter, je nachdem, 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 liefern kann Hybridorbitale, die Verknüpfungen zwischen Elementen ermöglichen.
Haupttypen
Atomorbitale weisen unterschiedliche Formen und räumliche Ausrichtungen auf, deren Komplexität zunimmt, wie unten gezeigt:
Es wird beobachtet, dass es nur eine Art von Orbital s (Kugelform) gibt, drei Arten von Orbital p (lobuläre Form, wobei jeder Lappen auf einer räumlichen Achse ausgerichtet ist), fünf Arten von Orbital d und sieben Arten von Orbital f, wobei jede Art von Orbital ist Orbital hat genau die gleiche Energie wie seine Klasse.
Das Kohlenstoffatom hat im Grundzustand sechs Elektronen, deren Konfiguration 1 s 22 s 22 p 2 beträgt. Das heißt, sie sollten die Ebene 1 s (zwei Elektronen), die 2 s (zwei Elektronen) und teilweise die 2 p (die Elektronen) einnehmen. zwei verbleibende Elektronen) nach dem Aufbauprinzip.
Dies bedeutet, dass das Kohlenstoffatom nur zwei ungepaarte Elektronen im 2 p- Orbital hat. Auf diese Weise ist es jedoch nicht möglich, die Bildung oder Geometrie des Methanmoleküls (CH 4 ) oder anderer komplexerer Moleküle zu erklären.
Um diese Verknüpfungen zu bilden, müssen die s- und p- Orbitale (im Falle von Kohlenstoff) hybridisiert werden, um neue Hybridorbitale zu erzeugen, die sogar die Doppel- und Dreifachbindungen erklären, bei denen die Elektronen die stabilste Konfiguration für die Bildung von erhalten die Moleküle.
Hybridisierung sp3
Die sp3-Hybridisierung besteht in der Bildung von vier "hybriden" Orbitalen aus den reinen 2s, 2p x, 2p und 2p z- Orbitalen.
Wir haben also die Umlagerung der Elektronen in 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 Winkel von 120 ° zwischen den Atomen bilden und eine flache trigonale Geometrie ergeben.
In diesem Fall werden einfache CH- und CC-Bindungen (aufgrund der sp 2 -Orbitale) und eine Doppel-CC-Bindung (aufgrund des p- Orbitals) erzeugt, um das stabilste Molekül zu bilden.
Hybridisierung sp2
Durch die sp2-Hybridisierung werden drei "Hybrid" -orbitale aus dem reinen 2s-Orbital und drei reinen 2p-Orbitalen erzeugt. Außerdem wird ein reines p-Orbital erhalten, das an der Bildung einer Doppelbindung beteiligt ist (genannt pi: "π").
Ein Beispiel ist das Ethylenmolekül (C 2 H 4 ), dessen Bindungen Winkel von 120 ° zwischen den Atomen bilden und eine flache trigonale Geometrie ergeben. In diesem Fall werden einfache CH- und CC-Bindungen (aufgrund der sp2-Orbitale) und eine Doppel-CC-Bindung (aufgrund des p-Orbitals) erzeugt, um das stabilste Molekül zu bilden.
Durch sp-Hybridisierung werden zwei "hybride" Orbitale aus dem reinen 2s-Orbital und drei reinen 2p-Orbitalen hergestellt. Auf diese Weise entstehen zwei reine p-Orbitale, die an der Bildung einer Dreifachbindung beteiligt sind.
Für diese Art der Hybridisierung wird beispielhaft das Acetylenmolekül (C 2 H 2 ) vorgestellt, dessen Bindungen zwischen den Atomen 180 ° -Winkel bilden und eine lineare Geometrie ergeben.
Für diese Struktur gibt es einfache CH- und CC-Verbindungen (aufgrund der sp-Orbitale) und eine dreifache CC-Verbindung (dh zwei Pi-Verbindungen aufgrund der p-Orbitale), um die Konfiguration mit der geringsten elektronischen Abstoßung zu erhalten.
