Hibridização de carbono: tipos e suas características

A hibridação de carbono envolve a combinação de dois orbitais puras de modo a formar um novo “híbrido” orbital molecular com as suas próprias características. A noção de orbital atômico fornece 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

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Os números quânticos descrevem o estado de um sistema (como o do elétron no átomo) em um dado momento, por meio da energia pertencente ao elétron (n), o momento angular que descreve em seu movimento (l) o momento magnético relacionado (m) e a rotação do elétron enquanto viaja dentro do (s) átomo (s).

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

O que é hibridização de carbono?

Para descrever a hibridação do carbono, deve-se levar em consideração 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 conhecida como camada de valência.

Os elétrons do nível mais externo são os únicos disponíveis para formar uma ligação. 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 à geometria das moléculas.

Como afirmado anteriormente, cada orbital pode ser preenchido com no máximo dois elétrons, mas o Princípio de Aufbau deve ser seguido, através do qual os orbitais são preenchidos de acordo com seu nível de energia (do mais baixo ao mais alto), conforme Amostra abaixo:

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Dessa maneira, o nível 1 s é preenchido primeiro , depois os 2 s , seguidos pelos 2 p e assim por diante, dependendo de quantos elétrons o átomo ou íon possui.

Assim, a hibridação é um fenômeno correspondente às moléculas, pois cada átomo pode fornecer apenas orbitais atômicos puros ( s , p , d , f ) e, devido à combinação de dois ou mais orbitais atômicos, a mesma quantidade de Orbitais híbridos que permitem links entre elementos.

Tipos principais

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

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

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

Isto significa que apenas o átomo de carbono tem dois electrões desemparelhados no orbital 2 p , mas isto não pode explicar a formação ou a geometria da molécula de metano (CH 4 ) ou outro mais complexo.

Então, para formar estas ligações são necessários hibridação de orbitais s e p (para o caso de carbono) para gerar novas orbitais híbridos mesmo explicar as ligações duplas e triplas, onde os electrões obter a configuração mais estáveis para a formação de as moléculas

Hibridização Sp 3

A hibridação sp 3 é a formação de quatro orbitais “híbridas” das orbitais 2s 2p x 2p e e 2p z puro.

Assim, há o rearranjo de elétrons no nível 2, onde existem quatro elétrons disponíveis para a formação de quatro ligações e estão dispostos em paralelo para ter menos energia (maior estabilidade).

Um exemplo é a molécula de etileno (C 2 H 4 ), cujas ligações formam ângulos de 120 ° entre os átomos e fornecem uma geometria trigonal plana.

Nesse caso, ligações simples CH e CC (devido aos orbitais sp 2 ) e uma ligação CC dupla (devido ao orbital p ) são geradas para formar a molécula mais estável.

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Hibridação Sp 2

Através de hibridação sp 2 três orbitais “híbridas” são gerados a partir 2s orbitais puras e três 2p orbitais puros. Além disso, é obtido um orbital p puro que participa da formação de uma ligação dupla (chamada pi: “π”).

Um exemplo é a molécula de etileno (C 2 H 4 ), cujas ligações formam ângulos de 120 ° entre os átomos e fornecem uma geometria trigonal plana. Nesse caso, ligações simples CH e CC (devido aos orbitais sp 2 ) e uma ligação CC dupla (devido ao orbital p) são geradas para formar a molécula mais estável.

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Através da hibridação sp, dois orbitais “híbridos” são estabelecidos a partir dos orbitais 2s puros e três orbitais 2p puros. Desta forma, são formados dois orbitais p puros que participam da formação de uma ligação tripla.

Para este tipo de hibridação, a molécula de acetileno (C 2 H 2 ) é apresentada como exemplo , cujas ligações formam ângulos de 180 ° entre os átomos e fornecem uma geometria linear.

Para essa estrutura, existem links simples CH e CC (devido a orbitais sp) e um link CC triplo (ou seja, dois links pi devido a orbitais p), para obter a configuração com menos repulsão eletrônica.

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Referências

  1. Hibridação orbital. Recuperado de en.wikipedia.org
  2. Fox, MA e Whitesell, JK (2004). Química Orgânica Recuperado de books.google.co.ve
  3. Carey, FA, e Sundberg, RJ (2000). Química Orgânica Avançada: Parte A: Estrutura e Mecanismos. Recuperado de books.google.co.ve
  4. Anslyn, EV e Dougherty, DA (2006). Química orgânica orgânica moderna. Recuperado de books.google.co.ve
  5. Mathur, RB; Singh, BP e Pande, S. (2016). Nanomateriais de carbono: síntese, estrutura, propriedades e aplicações. Recuperado de books.google.co.ve

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