2744
edicions
Canvis
Pàgina nova, en el contingut: «thumb|150px|Quatre orbitals sp³. En química, es coneix com a '''hibridació''' a l'interacció de orbital atòmic|orbitals a...»
[[Archiu:Sp3-Orbital.svg|thumb|150px|Quatre orbitals sp³.]]
En [[química]], es coneix com a '''hibridació''' a l'interacció de [[orbital atòmic|orbitals atòmics]] dins d'un [[àtom]] per a formar nous ''orbitals híbrits''. Els orbitals atòmics híbrits són els que se superponen en la formació dels enllaços, dins de la [[teoria de l'enllaç de valència]], i justifiquen la [[geometria molecular]].
El químic [[Linus Pauling]] va desenrollar per primera volta la teoria de l'hibridació en la finalitat d'explicar l'estructura de les molècules com el [[metà]] (CH<sub>4</sub>) en 1931.<ref>{{citation | last=Pauling | first=L. | year=1931 | title=The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules | journal=[[Journal of the American Chemical Society]] | volume=53 |issue=4 | pages=1367–1400 | doi=10.1021/ja01355a027 }}</ref>Este concepte va ser desenrollat per a este tipo de sistemes químics senzills, pero l'enfocament va ser més tart aplicat més àmpliament, i hui es considera una [[heurística]] eficaç per a la racionalisació de les estructures de [[compost orgànic|composts orgànics]].
== Hibridació sp3 ==
[[Archiu:Ch4-structure.png|thumb|150px|Quatre orbitals sp³.
El carbono en hibridació sp3 té 4 unions ( cuatro enllaços senzills)
]]
L'àtom de [[carbono]] té sis electrons: dos s'ubiquen en l'orbital 1s (1s²), dos en el 2s (2s²) i els restants dos en l'orbital 2p (2p²). Per la seua orientació en el pla tridimensional el subnivell 2p té capacitat per a ubicar 6 electrons: 2 en l'orbital Px, dos en l'orbital Py i dos electrons en l'orbital Pz. Els dos últims electrons del carbono s'ubicarien un en el 2p<sub>x</sub>, l'atre en el 2p<sub>i</sub> i l'orbital 2p<sub>z</sub> permaneix buit (2p<sub>x</sub>¹ 2p<sub>i</sub>¹). L'esquema de lo anterior és (cada flecha un electró):
{{equació|<math>C\quad
\frac{\uparrow\downarrow}{1s}\;
\frac{\uparrow\downarrow}{2s}\;
\frac{\uparrow\,}{2p_x}\;
\frac{\uparrow\,}{2p_y}\;
\frac{\,\,}{2p_Z}
</math>}}
Per a satisfer el seu estat energètic inestable, un àtom de [[valència (química)|valència]] com el del carbono, en orbitals [[regla de l'octet|parcialment plens]] (2p<sub>x</sub> i 2p<sub>i</sub> necessitarien tindre dos electrons) tendix a formar enllaços en atres àtoms que tinguen electrons disponibles. Per a això, no prou simplement colocar un electró en cada orbital necessitat. En la naturalea, este tipo d'àtoms redistribuïxen els seus electrons formant orbitals híbrits. En el cas del carbono, un dels electrons de l'orbital 2s és extret i s'ubica en l'orbital 2p<*sub>z</*sub>. Aixina, els quatre últims orbitals tenen un electró cada u:
[[Categoria:Enllaç químic]]
[[Categoria:Química quàntica]]
[[Categoria:Ciència i tecnologia d'Estats Units del sigle XX]]
[[Categoria:Ciència de 1931]]
[[Categoria:Estats Units en 1931]]
{{Traduït de|es|Hibridación (química)}}
En [[química]], es coneix com a '''hibridació''' a l'interacció de [[orbital atòmic|orbitals atòmics]] dins d'un [[àtom]] per a formar nous ''orbitals híbrits''. Els orbitals atòmics híbrits són els que se superponen en la formació dels enllaços, dins de la [[teoria de l'enllaç de valència]], i justifiquen la [[geometria molecular]].
El químic [[Linus Pauling]] va desenrollar per primera volta la teoria de l'hibridació en la finalitat d'explicar l'estructura de les molècules com el [[metà]] (CH<sub>4</sub>) en 1931.<ref>{{citation | last=Pauling | first=L. | year=1931 | title=The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules | journal=[[Journal of the American Chemical Society]] | volume=53 |issue=4 | pages=1367–1400 | doi=10.1021/ja01355a027 }}</ref>Este concepte va ser desenrollat per a este tipo de sistemes químics senzills, pero l'enfocament va ser més tart aplicat més àmpliament, i hui es considera una [[heurística]] eficaç per a la racionalisació de les estructures de [[compost orgànic|composts orgànics]].
== Hibridació sp3 ==
[[Archiu:Ch4-structure.png|thumb|150px|Quatre orbitals sp³.
El carbono en hibridació sp3 té 4 unions ( cuatro enllaços senzills)
]]
L'àtom de [[carbono]] té sis electrons: dos s'ubiquen en l'orbital 1s (1s²), dos en el 2s (2s²) i els restants dos en l'orbital 2p (2p²). Per la seua orientació en el pla tridimensional el subnivell 2p té capacitat per a ubicar 6 electrons: 2 en l'orbital Px, dos en l'orbital Py i dos electrons en l'orbital Pz. Els dos últims electrons del carbono s'ubicarien un en el 2p<sub>x</sub>, l'atre en el 2p<sub>i</sub> i l'orbital 2p<sub>z</sub> permaneix buit (2p<sub>x</sub>¹ 2p<sub>i</sub>¹). L'esquema de lo anterior és (cada flecha un electró):
{{equació|<math>C\quad
\frac{\uparrow\downarrow}{1s}\;
\frac{\uparrow\downarrow}{2s}\;
\frac{\uparrow\,}{2p_x}\;
\frac{\uparrow\,}{2p_y}\;
\frac{\,\,}{2p_Z}
</math>}}
Per a satisfer el seu estat energètic inestable, un àtom de [[valència (química)|valència]] com el del carbono, en orbitals [[regla de l'octet|parcialment plens]] (2p<sub>x</sub> i 2p<sub>i</sub> necessitarien tindre dos electrons) tendix a formar enllaços en atres àtoms que tinguen electrons disponibles. Per a això, no prou simplement colocar un electró en cada orbital necessitat. En la naturalea, este tipo d'àtoms redistribuïxen els seus electrons formant orbitals híbrits. En el cas del carbono, un dels electrons de l'orbital 2s és extret i s'ubica en l'orbital 2p<*sub>z</*sub>. Aixina, els quatre últims orbitals tenen un electró cada u:
[[Categoria:Enllaç químic]]
[[Categoria:Química quàntica]]
[[Categoria:Ciència i tecnologia d'Estats Units del sigle XX]]
[[Categoria:Ciència de 1931]]
[[Categoria:Estats Units en 1931]]
{{Traduït de|es|Hibridación (química)}}