Для объяснения пространственного строения молекул и устойчивости ковалентных связей, а также фактов, когда атом образует большее число связей, чем число неспаренных электронов в его основном состоянии (например, атом углеродаАтом углерода проявляет валентность 4 и образует 4 связи, хотя в основном (невозбужденном) состоянии он имеет на внешнем уровне лишь 2 неспаренных p-электрона (электронная конфигурация углерода 1s²2s²2p²).) используется постулат о гибpидизации близких по энергии атомных орбиталей

Гибридизация атомных орбиталей Понятие о гибридизации атомных орбиталей выдвинул Л. Полинг в связи с изучением природы ковалентной связи.
Если у атома, вступающего в химическую связь, имеются неспаренные электроны на разных орбиталях (s-, p-, d- или f-), то в процессе формирования химической связи происходит гибридизация (смешение) орбиталей, т.е. из разнотипных АО образуется набор одинаковых (гибридных). Гибридные орбитали из одного набора эквивалентны: их нельзя отличить друг от друга по форме или по энергии, у них не совпадает только ориентация в пространстве.

Например, комбинация 2s-АО и 2p-АО дает две гибридные 2sp-АО:

Строго говоря, понятие "гибридизация" не соответствует какому-либо реальному процессу, а является математическим приемом, квантово-механической моделью, используемой для объяснения пространственного строения молекул и устойчивости ковалентных связей.

Гибридизация АО происходит при образовании ковалентной связи, если при этом достигается более эффективное перекрывание орбиталей. Таким образом, гибридные орбитали свойственны только атомам в молекулах, а не свободным атомам.

Гибридизация атома углерода сопровождается его возбуждением и переносом электрона с 2s- на 2р-АО:

Основное и возбужденное состояния атома углерода.
Cхема В процессе гибридизации могут участвовать орбитали, мало отличающиеся по энергии (с одинаковыми значениями главного квантового числа), например, орбитали 2s и 2p (n=2). При этом число гибридных орбиталей равно числу исходных орбиталей. Cмешение 2s-АО с 2p-АО дает две гибридные 2sp-АО:

 

Орбитали с большой разницей в энергии (например, 1s и 2р) в гибридизацию не вступают.

В зависимости от числа участвующих в гибpидизации p-АО возможны следующие виды гибридизации:

• для атомов углерода и азота – sp³, sp² и sp;
• для атома кислорода – sp³, sp²;
• для галогенов – sp³, sp².

Гибридная АО асимметрична и сильно вытянута в одну сторону от ядра (форма неправильной восьмерки).

В отличие от негибридных s- или р-АО она имеет одну большую долю, которая хорошо образует химическую связь, и малую долю, которую обычно даже не изображают, хотя она может играть роль в некоторых реакциях. Гибридизованные АО при взаимодействии с орбиталями различных типов (s-, р- или гибридными АО) других атомов обычно дают σ-МО, т.е. образуют σ-связи. Такая связь прочнее связи, образованной электронами негибридных АО, за счет более эффективного перекрывания.

• Типы гибридизации АО

  Тип гибридизации	Число гибридных орбиталей	Геометрия	Структура	Примеры
  sp	2	Линейная		HC≡CH, CO2, NO2+, BeF2,
  sp2	3	Тригональная		H2C=CH2, C6H6, BF3, NO3-, CO32-
  sp3, d3s	4	Тетраэдрическая		CH4, ClO4-, SO42-, NH4+
  dsp2	4	Плоскоквадратная		[Ni(CN)4]2- [PdCl4]2-
  sp3d	5	Гексаэдрическая		PCl5, AsF5
  sp3d2, d2sp3	6	Октаэдрическая		SF6, Fe(CN)63-, CoF63-

  Сама гибридизация не является реальным физическим процессом, а только удобной моделью, позволяющей объяснить электронное строение молекул, в частности гипотетические видоизменения атомных орбиталей при образовании ковалентной химической связи, в частности, выравнивание длин химических связей и валентных углов в молекуле.
  
  Концепция гибридизации с успехом была применена для качественного описания простых молекул, но позднее была расширена и для более сложных. В отличие от теории молекулярных орбиталей, эта концепция не является строго количественной, например она не в состоянии предсказать фотоэлектронные спектры даже таких простых молекул как вода. В настоящее время модель гибридизации АО используется в основном в методических целях и в синтетической органической химии.