Hybridisering af atomorbitaler

Vi kan bruge Lewis punktstrukturer til at bestemme bindingsmønstre i molekyler. Vi kan derefter bruge VSEPR til at forudsige molekylære former på grundlag af valenselektronparrene i Lewis-strukturerne. Når vi kender en molekylform, kan vi begynde at se på forbindelsernes fysiske egenskaber. F.eks. bør vi nu kunne forudsige, hvilke molekyler der vil være polære. Polaritet eksisterer, når der er en adskillelse af ladninger i et molekyle. Dette skyldes polære bindinger i molekylet på grund af forskelle i elektronegativitetsværdierne mellem de bundne atomer. F.eks. er HF en polær forbindelse. Fluor er meget mere elektronegativt end hydrogen, og det delte par af bindingselektroner vil tilbringe mere tid i nærheden af F-kernen end i nærheden af H-kernen.

Retningen af et dipolmoment (ladningsubalance) angives normalt ved tilstedeværelsen af en pil, som vist nedenfor for HF.

Dette angiver, at H vil bære en delvis positiv ladning (d+)og F vil bære en delvis negativ ladning (d -). Alle toatomige molekyler, der indeholderatomer med forskellig elektronegativitet, vil være polære molekyler. Dette vil påvirke deres fysiske egenskaber (smelte- og kogepunkt, opløselighed osv.).

I større molekyler (mere end to atomer) vil polariteten af den samlede forbindelse blive bestemt af tilstedeværelsen af polære bindinger og molekylernes form.

For eksempel kan vi sammenligne kuldioxid, CO2, med svovldioxid, SO2. Deres Lewis-strukturer er vist nedenfor.

Kulstof og svovl har samme elektronegativitet, som er meget mindre end for ilt. I begge forbindelser vil bindingerne derfor være lige polære. De har imidlertid meget forskellige fysiske egenskaber, CO2 koger ved -78oC, og SO2 koger ved +22,8oC, hvilket er en forskel på 100odifference. Dette må afhænge af mere end blot tilstedeværelsen af de to polære bindinger i hvertmolekyle. Det, der gør forskellen, er den molekylære form.

CO2 vil være et lineært molekyle, fordi der kun er to elektronpar på det centrale kulstofatom. Det vil have den form, der er vist nedenfor.

Som det fremgår af pilene, er der to meget polære bindinger i dette molekyle. Men på grund af CO2’smolekylære form peger de i modsatte retninger og vil ophæve hinanden. CO2 er en upolær forbindelse på grund af sin molekylære form.

Nedenfor er vist formen af et SO2-molekyle. Dets molekylgeometri vil være trigonal på grund af de tre valenselektronpar på svovl, to bindingspar og et enkeltpar. Dette vil give det en bøjemolekylær form. I dette molekyle peger dipolerne ikke i modsatte retninger, og de vil ikke udligne hinanden. De vil faktisk tilføje hinanden og give et nettodipolmoment. SO2 er en polarforbindelse, hvilket forklarer (som vi snart vil se) dens forhøjede kogepunkt.

(Quiz For et lignende eksempel kan du tegne Lewis-strukturerne for BF3(-99) og NH3 (-33)

En anden indikation af betydningen af molekylform kan ses ved at sammenligne de fysiske egenskaber for CHCl3 og CCl4. CHCl3 opløses i vand, mens CCl4 ikke gør det. Hvorfor ikke?

De vil begge have tetraedriske geometrier med 4 valenspar af elektroner på hvert C. C-Cl-bindingerne vil alle være polære. Deres former er vist nedenfor.

I CHCl3-molekylet er de tre polære C-Cl-bindinger sammen (vektoraddition), så molekylet får et nettodipolmoment. I CCl4 vil de fire polære C-Cl-bindinger blive annulleret, hvilket gør dette til et upolært molekyle. Vand er et polært opløsningsmiddel, som kun interagerer med andre polære arter, “likes dissolvelikes”.

Valence Bond Theory

Vi kan bruge VSEPR til at forudsige molekylære geometrier og molekylers fysiske egenskaber. Det, som denne model ikke forklarer, er arten af kemiske bindinger og molekylernes kemiske egenskaber. Lewis-teorien foreslog, at kemiske bindinger dannes, nåratomer deler elektronpar. Valencebindingsteorien beskriver, hvordan orbitalerne i bindingsarter smelter sammen (overlapper) for at koncentrere elektrontætheden mellem atomerne og danne kemiske bindinger. I H2’s tilfælde overlapper 1s orbitalerne, der hver indeholder en elektron, hinanden for at danne H-H-bindingen.

Nu skal vi se på metan, CH4. Lewis-strukturen er:

VSEPR forudsiger en tetraedrisk form, baseret på de fire atomer, der er bundet til det centrale atom.

Vådstofatomerne har elektronkonfiguration 1s1.

Kulstofatomerne har elektronkonfiguration 2s2 2p2.

Hvert af hydrogenatomerne kan bidrage med 1 elektron til en C-H-binding. Der er imidlertid kun to p-orbitaler i kulstofatomerne, som har uparrede elektroner, og der skal dannes fire ækvivalente C-H-bindinger. For at skabe fire ækvivalente bindingsorbitaler i kulstof blandes de atomare bølgefunktioner Y for de 2sog tre 2p-orbitaler matematisk for at give nye molekylære bølgefunktioner og molekylære orbitaler. Ved at blande en orbital med tre porbitaler fås fire hybridorbitaler, kaldet sp3-orbitaler. Formen og orienteringen af disse nye molekylære orbitaler er vist nedenfor:

Den molekylære, sp3 orbitaler er arrangeret i et tetraeder,med bindingsvinkler på 109.5o. Hver af H’s 1s orbitaler vil overlappe med en af disse hybridorbitaler for at give den forudsagte tetraedriske geometri og form af metan,CH4.

Hybridisering ændrer også orbitalernes energiniveauer. Kulstofs 2s orbital er lavere i energi end 2p orbitalerne,da den er mere gennemtrængende.

Efterhybridisering har alle fire hybridorbitaler den samme energi, lavere end p orbitalerne, men højere end s orbitalerne. De fire valenselektroner på kulstof kan tilføjes til energidiagrammet ( ). Hver af hydrogenerne har en valenselektron i sin 1s orbital ( ). Disse vil danne par med kulstofelektronerne for at danne fire s(sigma)-bindinger. Disse kaldes sigma-bindinger (græsk fors), fordi de dannes af hybridiserede orbitaler, som er resultatet af s-orbitaler.

Den overlapning af brintets s-orbitaler og kulstoffets sp3orbitaler sætter elektrontætheden direkte mellem atomkernerne. Dette er en egenskab ved s-bindinger.

Vi kan nu se på bindingerne i ammoniak, NH3. Lewis-strukturen er vist nedenfor.

VSEPRforudsiger en tetraedrisk geometri (et enkelt par og tre bindingspar af elektroner) og en trigonal pyramideform. Vi har igen brug for firehybridorbitaler, der opnås ved at blande en s- og tre p-atomorbitaler i kvælstof. Nitrogen har fem valenselektroner ( ).

Tre hydrogenatomer med én uparret elektron hver ( ) vil overlappe deres 1s orbitaler med de tre tilgængelige sp3 orbitaler på nitrogenet. Dette fører til dannelse af tre sb-bindinger og et enkelt elektronpar, der besætter den fjerde hybride molekylorbital.

Næst overvejer vi SF4. Lewis-strukturen er vist nedenfor.

VSEPR forudsiger trigonalbipyramidal geometri (et lone pair og 4 bindingspar) og se sawshape. For at få fem hybridorbitaler er vi nødt til at blande fem atomorbitaler fra svovl. Sand p orbitalerne giver i alt kun4 hybridiserede orbitaler (en s + 3p), så vi vil nu tilføje en dorbital til blandingen. Da svovl er i periode 3 (n = 3), vil det have fem d-orbitaler. Ved at blande en af d-orbitalerne med de andre fire atomorbitaler (s og tre p) får vi en hybridisering kaldet dsp3, som giver fem tilsvarende molekylorbitaler.

Fluoratomerne er sp3-hybridiserede (3 lonepairs og et bindingspar), og overlapningen af hver sp3-orbital på fluor med en dsp3-orbital på svovl vil danne en sb-binding.

For forbindelser, som SF6, der kræver seks ækvivalente molekylære orbitaler, blandes seksatomære orbitaler, s + p+ p+ p+ p+ d+ d. Disse vil have d2sp3-hybridisering og vil danne seks sb-bindinger.

Næst kan vi se på formaldehyd,CH2O. Dens Lewis-struktur er vist nedenfor:

VSEPR forudsiger, at denne forbindelse vil have en trigonal planar geometri og form, da der er tre atomer bundet til det centrale kulstofatom og ingen lonepar. Det betyder, at der må være tre ækvivalente molekylære orbitaler. Efter den metode, vi brugte i de foregående eksempler, vil vi blande tre atomorbitaler for at danne tre hybridiserede molekylorbitaler.

Vi vil kalde de hybridiserede orbitaler sp2-orbitaler, da vi har blandet s-orbitalerne med to af de tre p-atomorbitaler. Sp2-orbitalerne har den forudsagte trigonale planare geometri. Bemærk, at en af porbitalerne ikke blev ændret ved hybridiseringen, og at den har et højere energiniveau end de hybridiserede orbitaler. Den uhybridiserede p-orbital er vinkelret på sp2-orbitalernes plan, som vist nedenfor.

Vi kan nu udfylde de fire valenselektroner fra kulstof.

Vi kan nu tilføje elektroner fra H og O for at danne de fire bindinger. Tre af bindingerne vil være ligeværdige i energi, men den fjerde binding er anderledes. Den dannes ikke af de hybridiserede orbitaler (sbond), men vil blive dannet af overlapningen af uhybridiserede p-orbitaler. Dette vil blive kaldt en p-binding (pi er græsk forp).

Lewis-strukturen for formaldehyd viser, at ilten har to ensomme par og en binding til det centrale kulstof. Igen kræver dette3 ækvivalente bindingsorbitaler, sp2-hybridisering.

Elektronkonfigurationen i de hybridiserede orbitaler viser, at to af orbitalerne vil være besat af ensomme elektronpar, og den tredje sp2-orbital vil danne en s-binding med kulstof. De uhybridiserede p-orbitaler på C og Ovil danne en p-binding.

Bindingerne i diagrammerne er farvekodet. Røde bindinger er s-bindinger, hvor de fælleselektronerne holdes direkte mellem atomerne. Den blå binding er en p-binding, der er dannet ved side-til-side-overlapning af de uhybridiserede p-orbitaler på C ogO. Disse elektroner holdes ikke direkte mellem de bundne atomer. De holdes i stedet i en løs sky af elektrontæthed over og under bindingsaksen. På grund af denne ringe overlapning er p-bindinger svagere end s-bindinger og har en højere potentiel energi, hvilket gør dem ustabile. Dobbeltbindinger består af en s-binding og en p-binding.

VSEPR forudsiger, at formaldehyd er en trigonal planar forbindelse med 120bindingsvinkler. Molekyler med sp2-hybridisering har 120bindingsvinkler. Strukturen af formaldehyd er vist nedenfor.

Det er en polær forbindelsepå grund af iltets elektronegativitet og formaldehyds molekylære form.

Lewis-strukturen for carbondioxid er vist nedenfor, igen med farvekodede bindinger.

Hvert atom har en oktet af elektroner. Kulstof laver 2 s- og 2 p-bindinger til oxygenatomerne. De 2 sb-bindinger angiver, at der er dannet 2 ækvivalente molekylære orbitaler. For at danne 2 hybride molekylære orbitaler er vi nødt til at blande 2 atomorbitaler, en sorbital og en p-orbital. De resulterende hybridorbitaler kaldes sphybrider. Vinklen mellem dem er 180o, hvilket gør CO2 til et lineært molekyle som forudsagt af VESPR. De to uhybridiserede porbitaler på kulstof danner p-bindinger til iltatomerne.

Energidiagrammet for kulstof i CO2 er vist nedenfor.

Hvad er hybridiseringen af ilt i CO2. Hvert oxygen har toolonpar og danner en s-binding og en p-binding. Det betyder, at der skal være tre hybridiseredeorbitaler og et uhybridiseret p-orbital for at danne p-bindingen. Dette er sp2-hybridisering.

Når vi overvejer molekyler med mere end en oktet af elektroner omkring det centrale atom, bliver vi nødt til at inddrage d-orbitalerne. Et eksempel herpå er PCl5.

VSEPR forudsiger en trigonal bipyramidal geometri, da der er fem grupper omkring det centrale atom. For at få fem molekylære orbitaler skal vi blande fematomare orbitaler, en s + tre p + en d. Dette kaldes dsp3hybridisering. Formen og orienteringen af disse orbitaler er vist nedenfor ved siden af strukturen af PCl5

Sidst kommer vi til molekylerne med seks orbitaler omkring det centrale atom. Et eksempel er SF6, hvis Lewis-struktur er vist nedenfor.

Vi har brug for seks molekylorbitaler, så vi blander seks atomorbitaler, et s + tre p + to d for at give d2sp3-hybridiseringog oktaedrisk geometri.