Hybridisatie van atoombanen

We kunnen Lewis-stipstructuren gebruiken om bindingspatronen in moleculen te bepalen. We kunnen dan VSEPR gebruiken om moleculaire vormen te voorspellen, gebaseerd op de valentie-elektronenparen van de Lewis structuren. Als we eenmaal een molecuulvorm kennen, kunnen we naar de fysische eigenschappen van verbindingen gaan kijken. Zo zouden we nu bijvoorbeeld moeten kunnen voorspellen welke moleculen polair zullen zijn. Polariteit bestaat wanneer er een scheiding van lading is binnen een molecuul. Dit ontstaat door polaire bindingen in het molecuul, als gevolg van verschillen in elektronegativiteit tussen de gebonden atomen. HF is bijvoorbeeld een polaire verbinding. Fluor is veel elektronegatiever dan waterstof en het gedeelde paar bindingselektronen zal meer tijd bij deF -kern doorbrengen dan bij de H -kern.

De richting van een dipoolmoment (ladingsonbalans) wordt gewoonlijk aangegeven door de aanwezigheid van een pijl, zoals hieronder voor HF.

Dit geeft aan dat de H een partiële positieve lading (d+) zal dragen en de F een partiële negatieve lading (d -) zal dragen. Alle diatomeeënmoleculen die atomen met verschillende elektronegativiteiten bevatten, zullen polaire moleculen zijn. Dit zal hun fysische eigenschappen (smelt- en kookpunt, oplosbaarheid, enz.) beïnvloeden.

In grotere moleculen (meer dan twee atomen), zal de polariteit van de totale verbinding worden bepaald door de aanwezigheid van polaire bindingen en de moleculaire vorm.

Zo kunnen we bijvoorbeeld koolstofdioxide, CO2, vergelijken met zwaveldioxide, SO2. Hun Lewis-structuren zijn hieronder weergegeven.

Koolstof en zwavel hebben dezelfde elektronegativiteit, veel minder dan die van zuurstof. In beide verbindingen zullen de bindingen dus even polair zijn. Zij hebben echter zeer verschillende fysische eigenschappen, CO2 kookt bij -78oC, en SO2 kookt bij +22,8oC, een verschil van 100. Dit moet van meer afhangen dan alleen de aanwezigheid van de twee polaire bindingen in elk molecuul. Wat het verschil maakt is de moleculaire vorm.

CO2 zal een lineair molecuul zijn, omdat er slechts twee elektronenparen op het centrale koolstofatoom zijn. Het zal de vorm hebben die hieronder is afgebeeld.

Zoals de pijlen aangeven, zijn er twee zeer polaire bindingen in dit molecuul. Door de molecuulvorm van CO2 wijzen ze echter in tegengestelde richting en heffen ze elkaar op. CO2 is door zijn molecuulvorm een niet-polaire verbinding.

Hieronder ziet u de vorm van een SO2-molecuul. De moleculaire geometrie is trigonaal vanwege de drie valentie-elektronenparen op zwavel, twee bindingsparen en een los paar. Hierdoor krijgt het een bentmoleculaire vorm. In dit molecuul wijzen de dipolen niet in tegengestelde richtingen, en zullen ze niet opheffen. Ze zullen in feite worden opgeteld, en een netto-dipoolmoment geven. SO2 is een polaire verbinding, wat (zoals we spoedig zullen zien) zijn verhoogde kookpunt verklaart.

(Quiz Teken voor een soortgelijk voorbeeld de Lewisstructuren van BF3(-99) en NH3 (-33)

Een andere aanwijzing voor het belang van de molecuulvorm kan worden gezien door de fysische eigenschappen van CHCl3 en CCl4 te vergelijken. CHCl3 lost op in water, en CCl4 niet. Waarom?

Ze hebben beide een tetrahedrale geometrie, met vier valentieparen elektronen op elke C. De C-Cl-bindingen zijn allemaal polair. Hun vormen zijn hieronder weergegeven.

In het CHCl3-molecuul voegen de drie polaire C-Cl-bindingen zich samen (vectoroptelling) om het molecuul een netto dipoolmoment te geven. In CCl4 zullen de vier polaire C-Cl bindingen uitdoven, waardoor dit een niet-polair molecuul wordt. Water is een polair oplosmiddel, dat alleen interacteert met andere polaire soorten, “likes dissolvelikes”.

Valence Bond Theory

We kunnen VSEPR gebruiken om moleculaire geometrieën en de fysische eigenschappen van moleculen te voorspellen. Wat dit model niet verklaart is de aard van chemische bindingen, de chemische eigenschappen van moleculen. De Lewis-theorie stelde voor dat chemische bindingen ontstaan wanneer atomen elektronenparen delen. De valentiebindingstheorie beschrijft hoe de banen van bindende soorten samensmelten (overlappen) om de elektronendichtheid tussen atomen te concentreren en chemische bindingen te vormen. In het geval van H2 overlappen de 1s-banen, die elk één elektron bevatten, elkaar om de H-H-binding te vormen.

N Laten we nu eens kijken naar methaan, CH4. De Lewis-structuur is:

VSEPR voorspelt een tetrahedralenvorm, gebaseerd op de vier atomen die aan het centrale atoom zijn gebonden.

Waterstofatomen hebben de elektronenconfiguratie 1s1.

Koolstofatomen hebben de elektronenconfiguratie 2s2 2p2.

Elk van de waterstofatomen kan 1 elektron bijdragen aan een C-H binding. Er zijn echter maar twee p-banen in de koolstofatomen die ongepaarde elektronen hebben, en er moeten vier equivalente C-H-bindingen worden gevormd. Om vier equivalente bindingsbanen in koolstof te maken, worden de atomaire golffuncties, Y, voor de 2s-en drie 2p-banen wiskundig gemengd, om nieuwe moleculaire golffuncties, en moleculaire banen te krijgen. Vermenging van één orbitaal met drie porbitalen levert vier hybride orbitalen op, die sp3 orbitalen worden genoemd. De vorm en oriëntatie van deze nieuwe moleculaire orbitalen zijn hieronder weergegeven:

De moleculaire, sp3 orbitalen zijn gerangschikt in een tetraëder, met bindingshoeken van 109.5o. Elk van de 1s-banen van H zal overlappen met een van deze hybride banen om de voorspelde tetrahedrale geometrie en vorm van methaan,CH4.

Hybridisatie verandert ook de energieniveaus van de banen. De 2s-baan van koolstof is lager in energie dan de 2p-banen, omdat deze meer doordringt.

Na de hybridisatie hebben alle vier de hybride banen dezelfde energie, lager dan de p-banen, maar hoger dan de s-banen. De vier valentie-elektronen op koolstof kunnen worden toegevoegd aan het energiediagram ( ). Elk van de hydrogenen heeft een valentie-elektron in zijn 1s-baan ( ). Deze zullen paren met de koolstofelektronen om vier s(sigma)-bindingen te vormen. Deze worden sigma-bindingen genoemd (Grieks voor s) omdat ze worden gevormd uit gehybridiseerde banen, die het resultaat zijn van s-banen.

De overlap van de waterstof s-banen en de koolstof sp3-banen plaatst de elektronendichtheid direct tussen de kernen. Dit is een eigenschap van s-bindingen.

We kunnen nu kijken naar de binding in ammoniak, NH3. De Lewis-structuur staat hieronder.

VSEPR voorspelt een tetrahedrale geometrie (één lone paar en drie bindingsparen van elektronen) en een trigonale piramidevorm. We hebben weer vierhybride banen nodig, verkregen door het mengen van één s- en drie p-atoombanen in stikstof. Stikstof heeft vijf valentie-elektronen ( ).

Drie waterstofatomen met elk één ongepaard elektron ( ) zullen hun 1s-banen laten overlappen met de drie beschikbare sp3-banen op het stikstof. Dit leidt tot de vorming van drie s-bindingen en een lone paar elektronen die de vierde hybride moleculaire orbitaal bezetten.

Neem nu SF4. De Lewis-structuur is hieronder weergegeven.

VSEPR voorspelt een trigonale bipyramidale geometrie (één lone paar en 4 bindingsparen) en een zaagvorm. Om vijf hybride orbitalen te hebben, moeten we vijf atomaire orbitalen van zwavel mengen. De zand p-banen geven een totaal van slechts 4 gehybridiseerde banen (een s + 3p), dus voegen we nu een dorbital toe aan de mix. Omdat zwavel in Periode 3 zit (n = 3), zal het vijf d-banen hebben. Vermenging van een van de d-banen met de andere vier atomaire banen (s en drie p) geeft een hybridisatie die dsp3 wordt genoemd, en die vijf equivalente moleculaire banen oplevert.

De fluoratomen zijn sp3 gehybridiseerd (3 eenparen en één bindingspaar), en de overlapping van elke sp3 orbitaal op fluor met een dsp3 orbitaal op zwavel zal een s-bond vormen.

Voor verbindingen, zoals SF6, die zes equivalente moleculaire banen nodig hebben, meng zes anatomische banen, s + p+ p+ p+ d+ d. Deze zouden d2sp3 hybridisatie hebben en zes sbindingen vormen.

Naar formaldehyde, CH2O, kunnen we kijken. De Lewis-structuur staat hieronder:

VSEPR voorspelt dat deze verbinding een trigonale vlakke geometrie en vorm zal hebben, omdat er drie atomen gebonden zijn aan het centrale koolstofatoom, en geen eenparen. Dit betekent dat er drie equivalente moleculaire orbitalen moeten zijn. Volgens de methode die we in de vorige voorbeelden hebben gebruikt, zullen we 3 atomaire banen mengen tot 3 gehybridiseerde moleculaire banen.

We zullen de gehybridiseerde banen sp2-banen noemen, omdat we de s met twee van de drie p atomaire banen hebben gemengd. De sp2-banen hebben de voorspelde trigonale vlakke geometrie. Merk op dat één van de p-banen niet veranderd is bij de hybridisatie en een hoger energieniveau heeft dan de gehybridiseerde orbitalen. De ongehybridiseerde p-baan staat loodrecht op het vlak van de sp2orbitalen, zoals hieronder te zien is.

We kunnen nu de vier valentie-elektronen van koolstof invullen.

We kunnen nu elektronen van H en O toevoegen om de vier bindingen te vormen. Drie van de bindingen zullen energie-equivalent zijn, maar de vierde binding is anders. Deze wordt niet gevormd door de gehybridiseerde banen (s-binding) maar door de overlap van ongerhybridiseerde p-banen. Dit wordt een p-binding genoemd (pi is Grieks voor p).

De Lewisstructuur voor formaldehyde laat zien dat de zuurstof twee lone paren heeft en een binding met de centrale koolstof. Ook hiervoor zijn 3 equivalente bindingsbanen nodig, sp2 hybridisatie.

De elektronenconfiguratie in de gehybridiseerde banen laat zien dat twee van de banen bezet zullen zijn door lone elektronenparen en dat de derde sp2-baan een s-binding zal vormen met koolstof. De niet gehybridiseerde p-banen op C en O zullen een p-binding vormen.

De bindingen in de diagrammen zijn kleurgecodeerd. Rode bindingen zijn s-bindingen, waarbij de gedeelde elektronen direct tussen de atomen worden gehouden. De blauwe binding is een p-binding, gevormd door de zij-aan-zij overlapping van de ongehybridiseerde p-banen op C en O. Deze elektronen worden niet direct tussen de gebonden atomen gehouden. In plaats daarvan worden ze vastgehouden in een losse wolk van elektronendichtheid boven en onder de as van de binding. Door deze slechte overlapping zijn p-bindingen zwakker dan s-bindingen, en hebben ze een hogere potentiële energie, waardoor ze onstabiel zijn. Dubbele bindingen bestaan uit een s-binding en een p-binding.

VSEPR voorspelt dat formaldehyde een trigonale planaire verbinding is, met 120 bindingshoeken. Moleculen met sp2 hybridisatie hebben 120 bindingshoeken. De structuur van formaldehyde is hieronder weergegeven.

Het is een polaire verbinding door de elektronegativiteit van zuurstof en de molecuulvorm van formaldehyde.

De Lewisstructuur van kooldioxide is hieronder weergegeven, ook weer met kleurgecodeerde bindingen.

Elk atoom heeft een octet van elektronen. Koolstof maakt 2 s- en 2 p-bindingen met de zuurstofatomen. De 2 s-bindingen geven aan dat er 2 equivalente moleculaire banen worden gevormd. Om 2 hybride moleculaire banen te vormen, moeten we 2 atomaire banen, een sorbitaal en een pbitaal, mengen. De resulterende hybride orbitalen worden sphybriden genoemd. De hoek tussen de twee is 180o, waardoor CO2 een alineair molecuul wordt, zoals voorspeld door VESPR. De twee ongehybridiseerde p-banen op koolstof vormen p-bindingen met de zuurstofatomen.

Het energiediagram voor koolstof in CO2 ziet u hieronder.

Wat is de hybridisatie van zuurstof in CO2. Elke zuurstof heeft twee tonparen en vormt een s- en een p-binding. Dit betekent dat er drie gehybridiseerde banen en één ongehybridiseerde p-baan moeten zijn om de p-binding te maken. Dit is sp2 hybridisatie.

Wanneer we moleculen beschouwen met meer dan een octet van elektronen rond het centrale atoom, zullen we de d-banen erbij moeten betrekken. Een voorbeeld hiervan is PCl5.

VSEPR voorspelt een trigonale bipyramidale geometrie, omdat er vijf groepen rond het centrale atoom zijn. Om vijf moleculaire banen te hebben, moeten we vijf atomaire banen mengen, één s + drie p + één d. Dit wordt dsp3-hybridisatie genoemd. De vormen en oriëntatie van deze orbitalen zijn hieronder weergegeven, naast de structuur van PCl5

Tot slot komen we bij de moleculen met zes orbitalen rond het centrale atoom. Een voorbeeld is SF6, waarvan de Lewisstructuur hieronder is weergegeven.

We hebben zes moleculaire orbitalen nodig, dus mengen we zes atomaire orbitalen, een s + drie p + twee d om d2sp3 hybridisatie en octahedral geometrie te verkrijgen.