Hibridizarea orbitalilor atomici

Potem folosi structurile de puncte Lewis pentru a determina modelele de legătură din molecule. Putem folosi apoi VSEPR pentru a prezice formele moleculare, pe baza perechilor de valențeelectronice din structurile Lewis. Odată ce cunoaștem o formă moleculară, putem începe să analizăm proprietățile fizice ale compușilor. De exemplu, acum ar trebui să putem prezice ce molecule vor fi polare. Polaritatea există atunci când există o separare de sarcină în cadrul unei molecule. Aceasta va apărea din cauza legăturilor polare din moleculă, datorită diferențelor în valorile de electronegativitate dintre atomii legați. De exemplu, HF este un compus polar. Fluorul este mult mai electronegativ decât hidrogenul, iar perechea comună de electroni de legătură va petrece mai mult timp în apropierea nucleului F decât în apropierea nucleului H.

Direcția unui moment dipolar (dezechilibru de sarcină) este de obicei indicată prin prezența unei săgeți, așa cum se arată mai jos pentru HF.

Aceasta indică faptul că H va purta o sarcină pozitivă parțială (d+)și F va purta o sarcină negativă parțială (d -). Toate moleculele diatomice care conținatomi cu electronegativități diferite vor fi molecule polare. Acest lucru le va afecta proprietățile fizice (puncte de topire și de fierbere, solubilități etc.).

În moleculele mai mari (mai mult de doi atomi), polaritatea compusului global va fi determinată de prezența legăturilor polare și de forma moleculară.

De exemplu, putem compara dioxidul de carbon, CO2cu dioxidul de sulf, SO2. Structurile lorLewis sunt prezentate mai jos.

Carbonul și sulful au aceeași electronegativitate, mult mai mică decât cea a oxigenului. Așadar, în ambii compușilegăturile vor fi la fel de polare. Cu toate acestea, ele au proprietăți fizice foarte diferite, CO2 fierbe la -78oC, iar SO2 fierbe la +22,8oC, o diferență de 100odiferență. Acest lucru trebuie să depindă de mai mult decât doar de prezența celor două legături polare în fiecare moleculă. Ceea ce face diferența este forma moleculară.

CO2 va fi o moleculă liniară, pentru că există doar două perechi de electroni pe atomul central de carbon. Ea va avea forma prezentată mai jos.

După cum indică săgețile, există două legături foarte polare în această moleculă. Cu toate acestea, din cauza formei moleculare a CO2, ele sunt îndreptate în direcții opuse,și se vor anula. CO2este un compus nepolar, datorită formei sale moleculare.

În figura de mai jos este prezentată forma unei molecule de SO2. Geometria sa moleculară va fi trigonală din cauza celor trei perechi de electroni de valență de pe sulf, două perechi de legătură și o pereche solitară. Acest lucru îi va da o formă bentmoleculară. În această moleculă, dipolii nu sunt orientați în direcții opuse și nu se vor anula. Ei se vor adăuga, de fapt, și vor da un moment dipolar net. SO2 este un compus polar, ceea ce explică (după cum vom vedea în curând) punctul său de fierbere ridicat.

(Întrebare Pentru un exemplu similar, desenați structurile Lewis ale BF3(-99) și NH3 (-33)

O altă indicație a importanței formei moleculare poate fi observată prin compararea proprietăților fizice ale CHCl3 și CCl4. CHCl3 se dizolvă în apă, iar CCl4 nu se dizolvă. De ce?

Ambele vor avea geometrii tetraedrice, cu 4 perechi de electroni de valență pe fiecare C. LegăturileC-Cl vor fi toate polare. Formele lor sunt prezentate mai jos.

În molecula CHCl3, cele trei legături C-Cl polare se adaugă (adunare vectorială) pentru a da un moment dipolar net moleculei. În CCl4 , cele patru legături C-Cl polare se vor anula, făcând din aceasta o moleculă nepolară. Apa este un solvent polar, care interacționează doar cu alte specii polare, „like-urile se dizolvă cu like-urile”.

Teoria legăturilor de valență

Potem folosi VSEPR pentru a prezice geometriile moleculare șiproprietățile fizice ale moleculelor. Ceea ce nuexplică acest model este natura legăturii chimice, proprietățile chimice alemoleculelor. Teoria Lewis a propus că legăturile chimice se formează atunci când atomii împart perechi de electroni. Teoria legăturii de valență descrie modul în care orbitalii speciilor de legătură fuzionează (se suprapun)pentru a concentra densitatea de electroni între atomi și a forma legături chimice. În cazul H2, orbitalii 1s, fiecare conținând câte un electron, se suprapun pentru a forma legătura H-H.

Acum, să luăm în considerare metanul, CH4. Structura Lewis este:

VSEPR prezice o formă tetraedrală, pe baza celor patru atomi legați de atomul central.

Atomii de hidrogen au configurația electronică 1s1.

Atomii de carbon au configurația electronică 2s2 2p2.

Care dintre atomii de hidrogen poatecontribui cu câte un electron la o legătură C-H. Cu toate acestea, există doar doi orbitali p în atomii de carbon care au electroni neîmperecheați și trebuie să se formeze patru legături C-H echivalente. Pentru a crea patru orbitali de legătură echivalenți în carbon, funcțiile de undă atomice, Y, pentru cei 2s și cei trei orbitali 2p sunt amestecate matematic, pentru a obține noi funcții de undă moleculare și orbitali moleculari. Amestecarea unui orbital cu trei porbitali va produce patru orbitali hibrizi, numiți orbitali sp3. Forma și orientarea acestor noi orbitali moleculari sunt prezentate mai jos:

Moleculara, orbitalii sp3 sunt dispuși într-un tetraedru,cu unghiuri de legătură de 109.5o. Fiecare dintre orbitalii 1s ai lui H se va suprapune cu unul dintre acești orbitali hibrizi pentru a da geometria și forma tetraedrică prezisă a metanului,CH4.

Hibridizarea modifică, de asemenea, nivelurile energetice ale orbitalilor. Orbitalul 2s al carbonului are o energie mai mică decât orbitalii 2p,deoarece este mai penetrant.

După hibridizare, toți cei patru orbitali hibrizi au aceeași energie, mai mică decât orbitalii p, dar mai mare decât orbitalii s. Cei patru electroni de valență de pe carbon pot fiadăugați la diagrama energetică ( ). Fiecare dintre hidrogeni are câte un electron de valență în orbitalul 1s ( ). Aceștia se vor împerechea cu electronii carbonului pentru a forma patru legături s(sigma). Acestea se numesc legături sigma (fors din greacă) deoarece sunt formate din orbitali hibridizați, care rezultă din orbitali s.

Prin suprapunerea orbitalilor s ai hidrogenului și a orbitalilor sp3 ai carbonului plasează densitatea de electroni direct între nuclee. Aceasta este o proprietate a legăturilor s.

Ne putem uita acum la legăturile din amoniac, NH3. Structura Lewis este prezentată mai jos.

VSEPRprevede o geometrie tetraedrică (o pereche singuratică și trei perechi de electroni de legătură) și o formă piramidală trigonală. Vom avea din nou nevoie de patru orbitali hibrizi, obținuți prin amestecul unui orbital atomic s și a trei orbitali atomici p din azot. Azotul are cinci electroni de valență ( ).

Trei atomi de hidrogen cu câte un electron neîmperecheat ( ) își vor suprapune orbitalii 1s cu cei trei orbitali sp3 disponibili pe azot. Acest lucru duce la formarea a trei legături sb și a unei perechi de electroni solitari care ocupă al patrulea orbital molecular hibrid.

În continuare, să luăm în considerare SF4. Structura Lewis este prezentată mai jos.

VSEPR prezice o geometrie trigonalbipiramidală (o pereche lone și 4 perechi de legături) și vedeți forma de ferăstrău. Pentru a avea cinci orbitali hibrizi, trebuie să amestecăm cinci orbitali atomici din sulf. Orbitalii p de nisip dau un total de numai 4 orbitali hibridizați (un s + 3p), așa că acum vom adăuga un dorbital la amestec. Deoarece sulful se află în perioada 3 (n = 3), acesta va avea cinci orbitali d. Amestecarea unuia dintre orbitalii d cu ceilalți patru orbitali atomici (s și trei p) va da o hibridizare numită dsp3, careoferă cinci orbitali moleculari echivalenți.

Atomii de fluor sunt hibridizați sp3 (3 perechi solitare și o pereche de legătură), iar suprapunerea fiecărui orbital sp3 de pe fluor cu un orbital dsp3 de pe sulf va forma o legătură sb.

Pentru compuși, cum ar fi SF6, care necesită șase orbitali moleculari echivalenți, se amestecă șase orbitali atomici, s + p+ p+ p+ p+ d+ d+ d. Aceștia vor avea hibridizare d2sp3 și vor forma șase legături sb.

În continuare ne putem uita la formaldehidă,CH2O. Structura sa Lewis este prezentată mai jos:

VSEPR prezice că acest compus va avea o geometrie și o formă plană trigonală, deoarece există trei atomi legați de atomul central de carbon și nu există perechi solitare. Acest lucru înseamnă că trebuie să existe trei orbitali moleculari echivalenți. Urmând metoda pe care am folosit-o în exemplele anterioare, vom amesteca 3 orbitali atomici pentru a forma 3 orbitali moleculari hibridizați.

Vom numi orbitalii hibridizați orbitali sp2, deoarece am amestecat orbitalul s cu doi din cei trei orbitali atomici p. Orbitalii sp2 au geometria plană trigonală preconizată. Observați că unul dintre porbitali nu a fost modificat în hibridizare și are un nivel de energie mai ridicat decât orbitalii hibridizați. Orbitalul p nehibridizat este perpendicular pe planul orbitalilor sp2, așa cum se arată mai jos.

Acum putem completa cei patru electroni de valență din carbon.

Acum putem adăuga electroni de la H și O pentru a forma cele patru legături. Trei dintre legături vor fi echivalente din punct de vedere energetic, dar cea de-a patra legătură este diferită. Ea nu este formată de orbitalii hibridizați (sbond), ci va fi formată prin suprapunerea orbitalilor p nehibridizați. Aceasta se va numi o legătură p (pi este cuvântul grecesc pentru p).

Structura Lewis pentru formaldehidă arată că oxigenul are două perechi solitare și o legătură cu carbonul central. Din nou, acest lucru necesită 3 orbitali de legătură echivalenți, hibridizare sp2.

Configurația electronică în orbitalii hibridizați arată că doi dintre orbitali vor fi ocupați de perechi de electroni solitari, iar cel de-al treilea orbital sp2 va forma o legătură s cu carbonul. Orbitalii p nehibridizați de pe C și O vor forma o legătură p.

Legăturile din diagrame sunt codificate prin culoare. Legăturile de culoare roșie sunt legături s, cu partadelectronii ținuți direct între atomi. Legătura albastră este o legătură p, formată prin suprapunerea laterală a orbitalilor p nehibridizați de pe C și O. Acești electroni nu sunt ținuți direct între atomii legați. În schimb, ei sunt reținuți într-un nor liber de densitate electronică deasupra și sub axa legăturii. Din cauza acestei slabe suprapuneri, legăturile p sunt mai slabe decât legăturile s și au o energie potențială mai mare, ceea ce le face instabile. Legăturile duble sunt alcătuite dintr-o legătură s și o legătură p.

VSEPR prezice că formaldehida este un compus trigonal planar, cu unghiuri de 120 de legături. Moleculele cu hibridizare sp2 au unghiuri de 120 de legături. Structura formaldehidei este prezentată mai jos.

Este un compus polardin cauza electronegativității oxigenului și a formei moleculare a formaldehidei.

Structura Lewis a dioxidului de carbon este prezentată mai jos, din nou cu legăturile codificate prin culoare.

Care atom are un octet de electroni. Carbonul face 2 legături s și 2 legături p cu atomii de oxigen. Cele 2 legături s indică faptul că se formează 2 orbitali moleculari echivalenți. Pentru a forma 2 orbitali moleculari hibrizi, trebuie să amestecăm 2 orbitali atomici, un orbital sorbital și un orbital p. Orbitalii hibrizi rezultați se numesc sfirizi. Unghiul dintre ei este de 180o, ceea ce face ca CO2 să fie o moleculă aliniată, așa cum a fost prezis de VESPR. Cei doi porbitali nehibridizați de pe carbon formează legături p cu atomii de oxigen.

Diagrama energetică pentru carbonul din CO2 este prezentată mai jos.

Ce este hibridizarea oxigenului în CO2. Fiecare oxigen are două perechi deolone și formează o legătură s și o legătură p. Aceasta înseamnă că trebuie să existe trei orbitali hibridizați și un orbital p nehibridizatpentru a forma legătura p. Aceasta este hibridizarea sp2.

Când luăm în considerare moleculele cu mai mult de un octet de electroni în jurul atomului central, va trebui să implicăm orbitalii d. Un exemplu în acest sens este PCl5.

VSEPR prezice o geometrie bipiramidală trigonalădin moment ce există cinci grupe în jurul atomului central. Pentru a avea cinci orbitali moleculari, va trebui să amestecăm cinci orbitali atomici, unul s + trei p + unul d. Acest lucru se numește hibridizare dsp3. Formele șiorientarea acestor orbitali sunt prezentate mai jos, alături de structura PCl5

În cele din urmă, ajungem la moleculele cu șase orbitali în jurul atomului central. Un exemplu este SF6,a cărui structură Lewis este prezentată mai jos.

Avem nevoie de șase orbitali moleculari, așa că amestecăm șase orbitali atomici, unul s + trei p + doi d pentru a da hibridizarea d2sp3și geometria octaedrică.

.