Hybridisatie van koolstof in wat het bevat, typen en hun kenmerken

de koolstofhybridisatie omvat de combinatie van twee zuivere atoomorbitalen om een ​​nieuwe "hybride" moleculaire orbitaal met zijn eigen kenmerken te vormen. Het begrip atomaire orbitaal geeft een betere verklaring dan het vorige concept van de baan, om een ​​benadering vast te stellen van waar er een grotere kans is op het vinden van een elektron in een atoom.

Met andere woorden, een orbitaal is de vertegenwoordiging van quantum mechanica een beeld van de positie van een elektron of elektronenpaar geven in een bepaald gebied binnen het atoom, waarbij elke orbitale wordt bepaald volgens de waarden van de aantallen quantum.

De quantumgetallen beschrijft de toestand van een systeem (zoals elektronen in het atoom) op een bepaald moment door de energie die van elektronen (n), het impulsmoment in zijn beweging (L) beschreven, het magnetische moment geassocieerde (m) en de spin van het elektron tijdens het bewegen binnen het atoom (de atomen).

Deze parameters zijn uniek voor elk elektron in een orbitaal, dus twee elektronen kunnen niet exact dezelfde waarden van de vier kwantumgetallen hebben en elke orbitaal kan worden bezet door maximaal twee elektronen.

index

• 1 Wat is koolstofhybridisatie??
• 2 hoofdtypen
  • 2.1 Sp3-hybridisatie
  • 2.2 Hybridisatie sp2
• 3 referenties

Wat is de hybridisatie van koolstof?

Om de hybridisatie van koolstof te beschrijven, moet er rekening mee worden gehouden dat de kenmerken van elke baan (de vorm, energie, grootte, enz.) Afhangen van de elektronische configuratie van elk atoom..

Dat wil zeggen, de karakteristieken van elke baan hangen af ​​van de opstelling van de elektronen in elke "laag" of niveau: van het dichtst bij de kern naar de buitenste, ook bekend als de valentie laag.

De elektronen van het buitenste niveau zijn de enige die beschikbaar zijn om een ​​band te vormen. Daarom, wanneer een chemische binding tussen twee atomen wordt gevormd, wordt de overlap of overlapping van twee orbitalen (een van elk atoom) gegenereerd en dit is nauw gerelateerd aan de geometrie van de moleculen.

Zoals eerder vermeld, kan elk orbitaal worden gevuld met maximaal twee elektronen maar het principe Aufbau volgen, waardoor de orbitalen gevuld overeenkomstig hun energieniveau (van laag naar hoog) als shows hieronder:

Op deze manier wordt niveau 1 als eerste gevulds, dan de 2s, gevolgd door 2p en zo verder, afhankelijk van hoeveel elektronen het atoom of ion heeft.

Dus, hybridisatie is een fenomeen dat overeenkomt met moleculen, omdat elk atoom alleen zuivere atoomorbitalen kan verschaffen (s, p, d, F) en, vanwege de combinatie van twee of meer atoomorbitalen, hetzelfde aantal hybride orbitalen die de verbindingen tussen elementen mogelijk maken.

Hoofdtypen

Atomaire orbitalen hebben verschillende vormen en ruimtelijke oriëntaties, die in complexiteit toenemen, zoals hieronder getoond:

Er wordt opgemerkt dat er slechts één type orbitaal is s (bolvorm), drie soorten orbitalen p (lobvormige vorm, waarbij elke lob op een ruimtelijke as is gericht), vijf soorten orbitalen d en zeven soorten orbitalen F, waar elk type orbitaal precies dezelfde energie heeft als zijn soort.

Het koolstofatoom in de grondtoestand heeft zes elektronen, waarvan de configuratie 1 iss²2s²2p^2. Dat wil zeggen, ze moeten niveau 1 bezettens (twee elektronen), de 2s (twee elektronen) en gedeeltelijk 2p (de resterende twee elektronen) volgens het Aufbau-principe.

Dit betekent dat het koolstofatoom slechts twee ongepaarde elektronen in de orbitaal 2 heeftp, maar het is niet mogelijk om de vorming of geometrie van het methaanmolecuul (CH₄) of andere complexer.

Dus om deze bindingen te vormen, heb je de hybridisatie van de orbitalen nodig s en p (voor het geval van koolstof), om nieuwe hybride orbitalen te genereren die zelfs dubbele en drievoudige bindingen verklaren, waarbij elektronen de meest stabiele configuratie voor de vorming van moleculen verwerven.

Hybridisatie sp³

Hybridisatie sp³ bestaat uit de vorming van vier "hybride" orbitalen van de 2s, 2p orbitalen_X, 2p_en en 2p_z zuiver.

Dus hebben we de herschikking van de elektronen in niveau 2, waar er vier elektronen beschikbaar zijn voor de vorming van vier bindingen en ze zijn parallel gerangschikt om een ​​lagere energie te hebben (grotere stabiliteit).

Een voorbeeld is het ethyleenmolecuul (C.₂H₄), waarvan de schakels 120 ° hoeken vormen tussen de atomen en zorgen voor een vlakke trigonale geometrie.

In dit geval worden eenvoudige C-H- en C-C-bindingen gegenereerd (vanwege orbitalen) sp²) en een dubbele C-C-binding (vanwege de orbitale p), om het meest stabiele molecuul te vormen.

Hybridisatie sp²

Door sp-hybridisatie² drie "hybride" orbitalen worden gegenereerd uit de pure 2s-orbitaal en drie zuivere 2p-orbitalen. Bovendien wordt een zuivere p-orbitaal verkregen die deelneemt aan de vorming van een dubbele binding (pi: "π" genaamd).

Een voorbeeld is het ethyleenmolecuul (C.₂H₄), waarvan de verbindingen 120 ° hoeken tussen de atomen vormen en een vlakke trigonale geometrie verschaffen. In dit geval worden eenvoudige C-H- en C-C-bindingen gegenereerd (vanwege sp-orbitalen).²) en een dubbele C-C-binding (vanwege de p-orbitaal), om het meest stabiele molecuul te vormen.

Door sp-hybridisatie worden twee "hybride" orbitalen vastgesteld vanuit de zuivere 2s-orbitaal en drie zuivere 2p-orbitalen. Op deze manier worden twee zuivere p-orbitalen gevormd die deelnemen aan de vorming van een drievoudige binding.

Voor dit type hybridisatie wordt het acetyleenmolecuul (C) als een voorbeeld gepresenteerd₂H₂), waarvan de verbindingen vormen 180 ° hoeken tussen de atomen en zorgen voor een lineaire geometrie.

Hiervoor structuur enkelvoudige bindingen C-H en C-C (vanwege sp orbitaal) en een drievoudige binding C-C (dat wil zeggen, twee pi-bindingen als gevolg van p orbitaal), de configuratie met lagere elektron afstoting verkrijging.

referenties

1. Orbitale hybridisatie. Opgehaald van en.wikipedia.org
2. Fox, M.A. en Whitesell, J.K. (2004). Organische chemie. Opgehaald uit books.google.co.ve
3. Carey, F.A. en Sundberg, R.J. (2000). Geavanceerde organische chemie: deel A: structuur en mechanismen. Opgehaald uit books.google.co.ve
4. Anslyn, E.V. en Dougherty, D.A. (2006). Moderne fysische organische chemie. Opgehaald uit books.google.co.ve
5. Mathur, R. B.; Singh, B. P. en Pande, S. (2016). Koolstofnanomaterialen: synthese, structuur, eigenschappen en toepassingen. Opgehaald uit books.google.co.ve