Hybrydyzacja Orbitali Atomowych

Możemy użyć struktur kropkowych Lewisa do określenia wzorów wiązań w cząsteczkach. Możemy następnie użyć VSEPR do przewidywania kształtów cząsteczek, w oparciu o pary walencyjne elektronów w strukturach Lewisa. Gdy znamy już kształt cząsteczki, możemy zacząć przyglądać się właściwościom fizycznym związków. Na przykład, powinniśmy teraz być w stanie przewidzieć, które cząsteczki będą polarne. Polarność istnieje wtedy, gdy w cząsteczce występuje separacja ładunków. Wynika to z polarnych wiązań w cząsteczce, spowodowanych różnicami w wartościach elektroujemności pomiędzy związanymi atomami. Na przykład, HF jest związkiem polarnym. Fluor jest znacznie bardziej elektronegatywny niż wodór i wspólna para elektronów wiązania będzie spędzać więcej czasu w pobliżu jądra F, niż w pobliżu jądra H.

Kierunek momentu dipolowego (nierównowaga ładunków) jest zwykle wskazywany przez obecność strzałki, jak pokazano poniżej dla HF.

Wskazuje to, że H będzie nosił częściowy ładunek dodatni (d+)i F będzie nosił częściowy ładunek ujemny (d -). Wszystkie cząsteczki dwuatomowe zawierające atomy o różnej elektroujemności będą cząsteczkami polarnymi. Będzie to miało wpływ na ich właściwości fizyczne (temperatury topnienia i wrzenia, rozpuszczalność, itp.).

W większych cząsteczkach (więcej niż dwa atomy), polarność całego związku będzie określona przez obecność wiązań polarnych i kształt cząsteczki.

Na przykład, możemy porównać dwutlenek węgla, CO2 do dwutlenku siarki, SO2. Ich struktury Lewisa są pokazane poniżej.

Węgiel i siarka mają taką samą elektronegatywność, znacznie mniejszą niż tlen. Tak więc, w obu compoundsthe wiązania będą równie polarne. Jednak mają one bardzo różne physicalproperties, CO2 wrze w -78oC, a SO2 wrze w +22.8oC, 100odifference. To musi zależeć od więcej niż tylko obecności dwóch polarnych wiązań w każdej cząsteczce. Co sprawia, że różnica jest kształt molekularny.

CO2 będzie cząsteczką liniową, ponieważ na centralnym atomie węgla znajdują się tylko dwie pary elektronów. Będzie ona miała kształt pokazany poniżej.

Jak wskazują strzałki, w cząsteczce tej znajdują się dwa bardzo polarne wiązania. Jednakże, z powodu kształtu cząsteczki CO2, są one skierowane w przeciwnych kierunkach, a więc się znoszą. CO2 jest niepolarny związek, z powodu jego kształtu molekularnego.

Poniżej pokazany jest kształt cząsteczki SO2. Jego geometria molekularna będzie trygonalna z powodu trzech par elektronów walencyjnych na siarce, dwie pary wiążące i samotnej pary. To nada jej kształt dwumolekularny. W tej cząsteczce, dipole nie są skierowane w przeciwnych kierunkach, i nie będzie cancelout. Będą one w rzeczywistości dodawać się, dając moment dipolowy netto. SO2 jest związkiem polarnym, co wyjaśnia (jak wkrótce zobaczymy) jego podwyższoną temperaturę wrzenia.

(Quiz Dla podobnego przykładu, narysuj struktury Lewisa BF3(-99) i NH3 (-33)

Inne wskazanie znaczenia kształtu cząsteczki można zobaczyć porównując właściwości fizyczne CHCl3 i CCl4. CHCl3 rozpuszcza się w wodzie, a CCl4 nie. Dlaczego?

Obydwa będą miały geometrię tetraedryczną, z 4 parami walencyjnymi elektronów na każdym C. Wiązania C-Cl będą wszystkie polarne. Ich kształty są pokazane poniżej.

W cząsteczce CHCl3, trzy polarne wiązania C-Cladd (dodanie wektora), aby dać moment dipolowy netto do cząsteczki. W cząsteczce CCl4 , cztery polarne wiązania C-Cl zostaną zlikwidowane, czyniąc tę cząsteczkę niepolarną. Woda jest polarnym rozpuszczalnikiem, który oddziałuje tylko z innymi polarnymi gatunkami, „lubi się rozpuszczać”.

Teoria wiązań walencyjnych

Możemy użyć VSEPR do przewidywania geometrii molekularnych i właściwości fizycznych cząsteczek. To, czego ten model nie wyjaśnia, to natura wiązań chemicznych, właściwości chemicznych molekuł. W teorii Lewisa zaproponowano, że wiązania chemiczne tworzą się, gdy atomy dzielą się parami elektronów. Teoria wiązań walencyjnych opisuje, jak orbitale wiążących się gatunków łączą się (nakładają), aby skoncentrować gęstość elektronów między atomami i utworzyć wiązania chemiczne. W przypadku H2, orbitale 1s, z których każdy zawiera jeden elektron, nakładają się, tworząc wiązanie H-H.

Rozważmy teraz metan, CH4. Struktura Lewisa jest:

VSEPR przewiduje kształt czworościanu, w oparciu o cztery atomy związane z centralnym atomem.

Atomy wodoru mają konfigurację elektronową 1s1.

Atomy węgla mają konfigurację elektronową 2s2 2p2.

Każdy z atomów wodoru może wnieść 1 elektron do wiązania C-H. Jednak istnieją tylko dwa orbitale p. Jednakże, istnieją tylko dwa orbitale p w atomach węgla, które mają niesparowane elektrony, a cztery równoważne wiązania C-H muszą tworzyć. Aby utworzyć cztery równoważne orbitale wiązania w węglu, atomowe funkcje falowe, Y, dla 2s i trzech orbitali 2p są mieszane matematycznie, aby dać nowe molekularne funkcje falowe i orbitale molekularne. Mieszając jeden orbital z trzema porbitalami otrzymamy cztery hybrydowe orbitale, zwane orbitalami sp3. Kształt i orientacja tych nowych orbitali molekularnych są pokazane poniżej:

Molekularne, orbitale sp3 są ułożone w czworościan, z kątami wiązań 109.5o. Każdy z 1s orbitali H nałoży się na jeden z tych hybrydowych orbitali, dając przewidywaną tetraedryczną geometrię i kształt metanu, CH4.

Hybrydyzacja zmienia również poziomy energetyczne orbitali. Orbital 2s węgla ma niższą energię niż orbitale 2p, ponieważ jest bardziej przenikliwy.

Po hybrydyzacji wszystkie cztery orbitale hybrydowe mają taką samą energię, niższą niż orbitale p, ale wyższą niż orbitale s. Cztery elektrony walencyjne na węglu mogą być dodane do diagramu energetycznego ( ). Każdy z hydrogenów ma jeden elektron walencyjny na swoim orbitalu 1s ( ). Będą one łączyły się w pary z elektronami węgla tworząc cztery wiązania s(sigma). Są one nazywane wiązaniami sigma (greckie fors), ponieważ są one tworzone z orbitali zhybrydyzowanych, które wynikają z orbitali s.

Zachodzenie na siebie orbitali s wodoru i orbitali sp3 węgla stawia gęstość elektronów bezpośrednio pomiędzy jądrami. Jest to właściwość wiązań typu s.

Możemy teraz spojrzeć na wiązania w amoniaku, NH3. Struktura Lewisa jest pokazana poniżej.

VSEPRprzewiduje geometrię tetraedryczną (jedna samotna para i trzy wiążące pary elektronów) i kształt piramidy trygonalnej. Ponownie będziemy potrzebowali czterech orbitali hybrydowych, otrzymanych przez zmieszanie jednego orbitala s i trzech p w atomie azotu. Azot ma pięć elektronów walencyjnych ( ).

Trzy atomy wodoru z jednym niesparowanym elektronem każdy ( ) będą nakładać swoje orbitale 1s z trzema dostępnymi orbitalami sp3 na azocie. To prowadzi do tworzenia trzech sbonds i samotnej pary elektronów zajmujących czwarte hybrydowe molecularorbital.

Następnie, rozważ SF4. Struktura Lewisa jest pokazana poniżej.

VSEPR przewiduje geometrię trigonalbipyramidal (jedna samotna para i 4 pary wiążące) i zobacz sawshape. Aby mieć pięć orbitali hybrydowych, musimy wymieszać pięć orbitali atomowych z siarki. Piaskowe orbitale p dają w sumie tylko 4 orbitale hybrydowe (jeden s + 3p), więc teraz dodamy jeden dorbital do mieszanki. Ponieważ siarka jest w okresie 3 (n = 3), to będzie mieć pięć d orbitali. Mieszanie jednego z orbitali d z innymi czterema orbitalami atomowymi (s i trzy p) da hybrydyzację zwaną dsp3, która daje pięć równoważnych orbitali molekularnych.

Atomy fluoru są sp3 hybrydyzowane (3 lonepairs i jedna para wiążąca), a nakładanie się każdego orbitalu sp3 na fluor z dsp3 orbitalu na siarce będzie tworzyć sbond.

Dla związków, jak SF6, które wymagają sześciu równoważnych orbitali molekularnych, wymieszać sześć orbitali atomowych, s + p+ p+ p+ d+ d. These wouldhave d2sp3 hybrydyzacji andwould form six sbonds.

Następnie możemy spojrzeć na formaldehyd, CH2O. Jego struktura Lewisa jestshown poniżej:

VSEPR przewiduje, że ten związek będzie miał trygonalny planarnej geometrii i kształtu, ponieważ istnieją trzy atomy związane z centralnego atomu węgla, a nie lonepairs. Oznacza to, że muszą istnieć trzy równoważne orbitale molekularne. Zgodnie z metodą, której użyliśmy w poprzednich przykładach, będziemy mieszać 3 orbitale atomowe, aby utworzyć 3 zhybrydyzowane orbitale molekularne.

Nazwiemy zhybrydyzowane orbitale orbitalami sp2, ponieważ zmieszaliśmy s z dwoma z trzech p orbitali atomowych. Orbitale sp2 mają przewidywaną trygonalną planarną geometrię. Zauważ, że jeden z porbitali nie został zmieniony w hybrydyzacji, i ma wyższy poziom energetyczny niż zhybrydyzowane orbitale. Niezhybrydyzowany orbital p jest prostopadły do płaszczyzny orbitali sp2, jak pokazano poniżej.

Możemy teraz wypełnić cztery elektrony walencyjne z węgla.

Możemy teraz dodać elektrony z H i O, aby utworzyć cztery wiązania. Trzy z tych wiązań będą równoważne energetycznie, ale czwarte wiązanie jest inne. To nie jest utworzony przez zhybrydyzowanych orbitali (sbond), ale będzie utworzony przez nakładanie niehybrydyzowanych orbitali p. To będzie becalled wiązanie p (pi jest grecki forp).

The Lewis struktury dla formaldehydu pokazuje, że tlen ma dwie samotne pary i wiązanie tothe centralnego węgla. Ponownie, wymaga to 3 równoważne orbitale wiązania, hybrydyzacji sp2.

Konfiguracja elektronów w zhybrydyzowanych orbitalach pokazuje, że do orbitali będzie zajęty przez samotne pary elektronów i trzeci orbital sp2 będzie tworzyć wiązanie s z węglem. Niehybrydyzowane orbitale p na C i Owill utworzyć pbond.

Wiązania na schematach są oznaczone kolorami. Czerwone wiązania to wiązania s, z sharedelektronami trzymanymi bezpośrednio między atomami. Niebieski wiązanie jest wiązanie p, utworzony przez bok do boku nakładania się unhybrydyzowanych orbitali p na C iO. Te elektrony nie są trzymane bezpośrednio pomiędzy związanymi atomami. Zamiast tego, są one utrzymywane w luźnej chmurze gęstości elektronów powyżej i poniżej osi wiązania. Z powodu tego słabego nakładania się, wiązania p są słabsze niż wiązania s, i mają wyższą energię potencjalną, co czyni je niestabilnymi. Wiązania podwójne składają się z jednego wiązania s i jednego wiązania p.

VSEPR przewiduje, że formaldehyd jest trójkątnym planarnym związkiem, z 120obond kątami. Cząsteczki z hybrydyzacji sp2 mają 120obond kątów. Struktura formaldehydu jest pokazana poniżej.

Jest to związek polarny ze względu na elektronegatywność tlenu i kształt cząsteczki formaldehydu.

Struktura Lewisa dwutlenku węgla jest pokazana poniżej, ponownie z kolorowymi kodami wiązań.

Każdy atom ma oktet elektronów. Węgiel robi 2 s i 2 p wiązań do atomów tlenu. The 2 sbonds wskazywać że tam być 2 równoważny molekularny orbital tworzyć. Aby utworzyć 2 hybrydowe orbitale molekularne, musimy zmieszać 2 orbitale atomowe, sorbital i orbital p. Powstałe w ten sposób orbitale hybrydowe nazywane są sphybrydami. Kąt pomiędzy nimi wynosi 180o, co czyni CO2 cząsteczką alinearną, zgodnie z przewidywaniami VESPR. Dwa niezhybrydyzowane porbitale na węglu tworzą wiązania p z atomami tlenu.

Diagram energetyczny dla węgla w CO2 jest pokazany poniżej.

Co to jest hybrydyzacja tlenu w CO2. Każdy tlen ma twolone pary i tworzy jeden s wiązanie i jeden p wiązanie. Oznacza to, że muszą istnieć trzy zhybrydyzowane orbitale i jeden niezhybrydyzowany orbital p, aby utworzyć wiązanie p. To jest hybrydyzacja sp2.

Przy rozważaniu cząsteczek z więcej niż oktet elektronów wokół centralnego atomu, będziemy musieli zaangażować d orbitali. Przykładem tego jest PCl5.

VSEPR przewiduje geometrię trygonalnej bipiramidy, ponieważ istnieje pięć grup wokół centralnego atomu. Aby mieć pięć orbitali molekularnych, będziemy musieli zmieszać pięć orbitali atomowych, jeden s + trzy p + jeden d. Nazywa się to hybrydyzacją dsp3. Kształty i orientacja tych orbitali są pokazane poniżej, obok struktury PCl5

Wreszcie dochodzimy do cząsteczek z sześcioma orbitalami wokół atomu centralnego. Przykładem jest SF6, którego struktura Lewisa przedstawiona jest poniżej.

Potrzebujemy sześciu orbitali molekularnych, więc mieszamy sześć orbitali atomowych, jeden s + trzy p + dwa d, aby uzyskać hybrydyzację d2sp3 i geometrię oktaedryczną.

.