Det är en matematisk operation som involverar bildandet av blandade elektronorbitaler genom en linjär kombination av lämpliga vågfunktioner. Arbetet med den frågan går tillbaka till 1931, då Linus Pauling föreslog svaret på metans struktur – som ett rumsligt arrangemang av obligationer. Bindningen i sådana molekyler som diatomiskt väte är rätlinjig, men geometrin hos organiska föreningar, som innehåller fyrvärda kolatomer, är mycket mer komplex.
Metan: sp 3 hybridisering
Den enklaste organiska föreningen är molekylen metan, som innehåller en kolatom. Dess valensskal har fyra elektroner, så det kan producera fyra bindningar och i en metanmolekyl – med fyra väteatomer. Initialt antogs det att på grund av användningen av två typer av orbitaler (2s och 2p) när bindningarna bildas, har metan två olika typer av CH-bindningar. Ytterligare forskning visade emellertid en mycket hög sannolikhet att, trots dessa antaganden, varje CH-bindning som finns i metan är identisk och spatialt riktad mot hörnen av en vanlig tetraeder. Det var Linus Pauling som svarade på frågan varför det är så. Han har matematiskt bevisat hur hybridisering, det vill säga att blanda en s-orbital med tre p-orbitaler, är möjlig. Detta orsakar bildandet av fyra ekvivalenta atomära orbitaler vars rumsgeometri har formen av tetraeder. Denna typ av hybridisering kallas sp 3 . Bara termen "hybridisering" förklarar logiskt hur exakt olika orbitaler blandas med varandra, men det svarar inte på frågan varför sådana transformationer faktiskt inträffar. Detta kan dock också förklaras. När en s-orbital hybridiserar blandas den med tre p-orbitaler, och de resulterande hybridiserade orbitalerna är inte ordnade symmetriskt i förhållande till kärnan. Detta beror på att den skapade sp 3 -orbitalen visar sig ha en mindre och en större slinga. Den senare, som är mycket större, överlappar betydligt bättre med en annan atoms omloppsbana medan bindningen bildas. Som ett resultat skapar orbitalerna eller en sådan sp 3 -hybrid bindningar som är mycket starkare jämfört med de icke-hybridiserade s- och p-orbitalerna.
Mekanismen för sp 3 hybridisering
Sp 3 -orbitalerna har en asymmetri som relaterar till vågekvationen som definierar p-orbitalerna; som en konsekvens har de två slingorna motsatta tecken: plus och minus. På grund av den egenskapen och överlappningen av p- och s-orbitaler är en av p-orbitalslingorna additiv, medan den andra är subtraktiv med s-orbitalen. Som ett resultat läggs dessa slingor till eller subtraheras från s-orbitalen, som bildar en hybridiserad orbital som är starkt orienterad i en riktning. När identiska orbitaler av en kolatom, med sp 3 -hybridisering, överlappar med 1s-orbitaler av fyra väteatomer, är de resulterande CH-bindningarna identiska. I metan är deras bindningsenergi 438 kJ/mol och deras längd är upp till 1,10Å. Dessa är karakteristiska värden som är fixerade för en viss bindning i den molekylen. En annan egenskap för den molekylens geometri är bindningsvinkeln. Den bestämmer vinkeln som bildas mellan två på varandra följande HCH-bindningar och är lika med exakt 109,5 o . Vi kallar det tetraedrisk vinkel.
Etan: sp 3 hybridisering
En annan förening som kan betraktas på samma sätt är etan, som innehåller en bindning mellan kol (CC). Kolatomerna som existerar i dess struktur länkar till varandra som ett resultat av överlappande σ-orbitaler i sp 3 -hybriden av var och en av dem. De andra tre hybridiserade orbitalerna för varje kolatom överlappar väteatomernas 1s-orbitaler. Detta skapar sex identiska CH-bindningar. Sådana bindningar kännetecknas av en energi på 420 kJ/mol. CC-bindningarna är 276 kJ/mol i energi och 1,54Å långa. Vinklarna som bildas i en sådan konfiguration är tetraedriska (109,5 o ).
Eten: sp 2 hybridisering
Det vanligaste elektrontillståndet för kol är sp 3 -hybridiseringen, men det finns även andra varianter. Forskning har visat att i etylen, till exempel, visar kolatomerna en lämplig mängd bindningar endast om de länkar till varandra för att dela fyra elektroner. Sedan bildar de ett dubbelband mellan sig. Ett annat faktum är att eten har en platt struktur, och vinklarna mellan dess bindningar är 120 o . Detta beror på att i det här fallet blandas 2s-orbitalen med endast två av tre befintliga 2p-orbitaler. Resultatet är närvaron av tre hybridiserade orbitaler som kallas sp 2 . Det finns också en 2p-orbital, som inte är hybridiserad. Då är den geometriska strukturen som följer: tre hybridiserade orbitaler är belägna på samma plan, vid 120 o till varandra, medan den icke-hybridiserade p-orbitalen är vinkelrät mot sp2 -planet.
Mekanismen för sp 2 hybridisering
Som ett resultat av överlappningen av sp 2 -sp 2 orbitaler bildar två kolatomer med sp 2 hybridisering en σ-bindning. Atomernas icke-hybridiserade p-orbitaler överlappar varandra i sidled, vilket orsakar bildandet av en π-bindning. I en sådan bindning finns områdena med elektrontäthet på båda sidor av linjen mellan kärnorna, men inte direkt mellan dem. En sådan konfiguration, som innehåller en σ-bindning av sp 2 -hybriden och en π-bindning av icke-hybridiserade atomer, leder till att fyra elektroner delas av två kolatomer, så att en dubbelbindning C=C bildas. Därför innehåller strukturen av eten fyra väteatomer, som bildar en σ-bindning med fyra sp 2 -orbitaler som finns kvar när dubbelbindningen har bildats. Molekylen har en platt geometri och bindningsvinklarna är ungefär 120 o . Värdena som är specifika för CH-bindningen är längden 1,076Å och energin 444 kJ/mol. Eftersom endast två elektroner är delade, inte fyra (till skillnad från till exempel strukturen av etan), är den dubbla C=C-bindningen kortare och starkare än en enkel CC-bindning. I eten är den 1,33Å lång och 611 kJ/mol i energi. Med teorin om molekylära orbitaler kan vi också observera att kombinationen av två atomära p-orbitaler bildar bindande och antibindande molekylära π-orbitaler. En bindande orbital har ingen nod mellan kärnorna på grund av den additiva kombinationen av p-loopen med samma algebraiska tecken. Tvärtom, en antibindande orbital har en nod mellan kärnorna på grund av den subtraktiva effekten av slingan med olika algebraiska tecken. Följaktligen fylls endast den mindre energiska, bindande molekylära orbitalen. 
Acetylen: sp-hybridisering
En annan möjlighet att länka mellan kolatomer är genom att bilda en trippelbindning med sex elektroner som delas. För detta ändamål måste vi introducera en annan orbital hybridisering, kallad sp-hybridisering. I denna konfiguration blandar kolatomens 2s-orbital endast med en enda p-orbital. Detta leder till bildandet av två orbitaler med sp-hybridisering och två p-orbitaler. Sp-orbitalerna bildar en linjär struktur, och vinkeln mellan dem är 180 o längs x-axeln. De andra p-orbitalerna är vinkelräta mot de andra axlarna (y och z). När två kolatomer med sp-hybridisering överlappar varandra, orsakar detta frontal överlappning som leder till bildandet av en stark σ-bindning (sp-sp-typ). Dessutom förekommer lateral överlappning av både p y – och p z -orbitalen, vilket bildar π-bindningar (p y – p y typ) och π-bindningar (p z – p z typ) i den speciella ordningen. Som ett resultat delas sex elektroner, som bildar en trippel C≡C-bindning. Sp-hybridernas andra orbitaler bildar σ-bindningar med väteatomerna. På grund av sin sp-hybridisering är etin en linjär molekyl med HCC-bindningsvinklar på 180 o . CH-bindningen i acetylen har längden 1,06Å och energin 552 kJ/mol. Längden på den bindningen är mindre och dess energi är högre jämfört med enkel- och dubbelbindningar. Dessa värden är 1,20Å respektive 835 kJ/mol. Det är den kortaste och starkaste bindningen som kan finnas mellan kolatomer.
Hybridisering av andra atomer
Begreppen tre typer av hybridisering (sp, sp 2 och sp 3 ) är tillämpliga inte bara i strukturer som innehåller kolatomer. Andra grundämnen kan också beskrivas i molekyler med användning av hybridiserade orbitaler.
- Ammoniakmolekylen (NH 3 ) – kväveatomen har fem valenselektroner och producerar tre atombindningar som närmar sig en oktett. HNH-bindningsvinkeln har mätts experimentellt; det är lika med 107,3 o , så det är nära den tetraedriska vinkeln. Detta tyder på att ammoniak bör övervägas i samband med sp 3. Kväveatomen hybridiserar med bildandet av fyra sp 3 -orbitaler; en av dem har två icke-bindande elektroner, medan varannan orbital innehåller en bindningselektron. Överlappningen av hybridiserade orbitaler med 1s-orbitaler ger en σ-bindning med 1,008 Å i längd och 449 kJ/mol i energi.
- Vattenmolekylen (H 2 O) – syreatomen visar också sp 3 Den innehåller dock sex valenselektroner, så den bildar två atombindningar och lämnar två fria elektronpar. HOH-bindningsvinkeln i molekylen är 104,5 o , så den liknar också den tetraedriska vinkeln, vilket tyder på hybridisering. Varje värde på den vinkeln som är lägre är förmodligen resultatet av så många som två fria elektronpar, som trycker bort varandra. OH-bindningen är 0,958Å lång och 498 kJ/mol i energi.
- Molekylen borfluorid (BF 3 ) – boratomen innehåller tre valenselektroner, så den kan bara producera tre bindningar utan att nå en oktett. De befintliga atomerna av fluor bildar emellertid BF-bindningar med den, rumsligt anordnade så långt från varandra som möjligt. Resultatet är en trigonal struktur av molekylen och sp 2 Var och en av de tre fluoratomerna binder till en hybridiserad orbital av bor, vilket gör att dess p-orbital inte är fylld.
