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

Em outras palavras, um orbital atômico é a representação da mecânica quântica para dar uma ideia 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, através 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 conforme ele viaja dentro do (s) átomo (s).

Esses parâmetros são únicos para cada elétron em um orbital, de modo que 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 hibridização do carbono, deve-se levar em consideração que as características de cada orbital (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 para o mais externo, também conhecido como camada de valência.

Os elétrons no nível mais externo são os únicos disponíveis para formar uma ligação. Portanto, quando uma ligação química é formada entre dois átomos, a sobreposição ou superposição de dois orbitais (um de cada átomo) é gerada e isso está intimamente relacionado com a geometria das moléculas.

Conforme mencionado anteriormente, cada orbital pode ser preenchido com no máximo dois elétrons, mas deve-se seguir o Princípio de Aufbau, por meio do qual os orbitais são preenchidos de acordo com seu nível de energia (do menor ao maior), conforme mostrado mostra abaixo:

Dessa forma, primeiro o nível de 1 s é preenchido, depois o de 2 s, seguido de 2 p e assim por diante, dependendo de quantos elétrons o átomo ou íon tem.

Assim, a hibridização é um fenômeno correspondente a moléculas, uma vez que cada átomo pode contribuir apenas com 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 ligações entre elementos.

Tipos principais

Orbitais atômicos possuem diferentes formas e orientações espaciais, aumentando em complexidade, conforme mostrado a seguir:

Observa-se que existe apenas um tipo de orbital s (formato esférico), três tipos de orbital p (formato lobular, onde cada lóbulo é orientado em um eixo espacial), cinco tipos de orbital d e sete tipos de orbital f, onde cada tipo de orbital possui exatamente a mesma energia que os de sua espécie.

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 deveriam ocupar o nível 1 s (dois elétrons), o 2 s (dois elétrons) e parcialmente o 2p (os dois elétrons restantes) de acordo com o Princípio de Aufbau.

Isso significa que o átomo de carbono tem apenas dois elétrons desemparelhados no orbital 2 p, mas não é possível explicar a formação ou geometria da molécula de metano (CH ₄) ou de outras mais complexas.

Portanto, para formar essas ligações é necessária a hibridização dos orbitais sep (no caso do carbono), para gerar novos orbitais híbridos que expliquem até mesmo as ligações duplas e triplas, onde os elétrons adquirem a configuração mais estável para a formação das moléculas..

Hibridização Sp

A hibridização sp ³ consiste na formação de quatro orbitais “híbridos” a partir dos orbitais 2s, 2p _x, 2p _y e 2p _z puros.

Desta forma, ocorre o rearranjo dos elétrons no nível 2, onde existem quatro elétrons disponíveis para a formação das quatro ligações e eles são dispostos em paralelo para terem 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 lhe conferem uma geometria trigonal plana.

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

Hibridização Sp

Através da hibridização sp ², três orbitais "híbridos" são gerados a partir do orbital 2s puro e três orbitais 2p 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 lhe conferem uma geometria trigonal plana. Neste caso, ligações simples CH e CC (devido aos orbitais sp ²) e uma ligação dupla CC (devido ao orbital p) são geradas para formar a molécula mais estável.