Hybridisering av atomära banor

Vi kan använda Lewis punktstrukturer för att bestämma bindningsmönster i molekyler. Vi kan sedan använda VSEPR för att förutsäga molekylära former, baserat på valenceelektronparen i Lewisstrukturerna. När vi väl känner till en molekylform kan vi börja titta på föreningarnas fysikaliska egenskaper. Till exempel bör vi nu kunna förutsäga vilka molekyler som kommer att vara polära. Polaritet föreligger när det finns en separation av laddning inom en molekyl. Detta beror på polära bindningar inom molekylen, på grund av skillnader i elektronegativitet mellan de bundna atomerna. HF är till exempel en polär förening. Fluor är mycket mer elektronegativt än väte och det delade paret av bindningselektroner kommer att tillbringa mer tid i närheten av F-kärnan än i närheten av H-kärnan.

Riktningen för ett dipolmoment (laddningsobalans) indikeras vanligtvis av en pil, vilket visas nedan för HF.

Detta indikerar att H kommer att bära en partiell positiv laddning (d+)och F kommer att bära en partiell negativ laddning (d -). Alla tvåatomiga molekyler som innehålleratomer med olika elektronegativitet kommer att vara polära molekyler. Detta kommer att påverka deras fysikaliska egenskaper (smält- och kokpunkt, löslighet osv.).

I större molekyler (mer än två atomer) bestäms polariteten hos den totala föreningen av närvaron av polära bindningar och molekylens form.

Till exempel kan vi jämföra koldioxid, CO2, med svaveldioxid, SO2. Deras Lewis-strukturer visas nedan.

Kol och svavel har samma elektronegativitet, mycket mindre än syre. Så i båda föreningarna kommer bindningarna att vara lika polära. De har dock mycket olika fysikaliska egenskaper, CO2 kokar vid -78oC och SO2 kokar vid +22,8oC, en skillnad på 100 grader. Detta måste bero på mer än bara närvaron av de två polära bindningarna i varje molekyl. Det som gör skillnaden är molekylens form.

CO2 blir en linjär molekyl eftersom det bara finns två elektronpar på den centrala kolatomen. Den kommer att ha den form som visas nedan.

Som framgår av pilarna finns det två mycket polära bindningar i denna molekyl. På grund av CO2:s molekylära form pekar de dock i motsatt riktning och kommer att upphäva varandra. CO2 är en opolär förening på grund av sin molekylära form.

Nedan visas formen på en SO2-molekyl. Dess molekylgeometri kommer att vara trigonal på grund av de tre valenselektronparen på svavel, två bindningspar och ett ensamt par. Detta kommer att ge den en böjd molekylär form. I denna molekyl pekar inte dipolerna i motsatta riktningar och kommer inte att utjämnas. De kommer i själva verket att adderas och ge ett nettodipolmoment. SO2 är en polär förening, vilket förklarar (som vi snart kommer att se) dess förhöjda kokpunkt.

(Quiz För ett liknande exempel, rita Lewisstrukturerna för BF3(-99) och NH3 (-33)

En annan indikation på betydelsen av molekylär form kan ses genom att jämföra de fysikaliska egenskaperna hos CHCl3 och CCl4. CHCl3 löser sig i vatten, medan CCl4 inte gör det. Varför?

De kommer båda att ha en tetraedrisk geometri, med 4 valenspar av elektroner på varje C. C-Cl-bindningarna kommer alla att vara polära. Deras former visas nedan.

I CHCl3-molekylen adderas de tre polära C-Cl-bindningarna (vektoraddition) för att ge molekylen ett nettodipolmoment. I CCl4 kommer de fyra polära C-Cl-bindningarna att annulleras, vilket gör denna molekyl opolär. Vatten är ett polärt lösningsmedel som endast interagerar med andra polära arter, ”likes dissolvelikes”.

Valence Bond Theory

Vi kan använda VSEPR för att förutsäga molekylära geometrier och molekylers fysiska egenskaper. Vad denna modell inte förklarar är den kemiska bindningens natur och molekylernas kemiska egenskaper. Lewis teori föreslog att kemiska bindningar bildas när atomer delar elektronpar. Valencebond-teorin beskriver hur orbitalerna hos bindningsämnena går samman (överlappar varandra) för att koncentrera elektrontätheten mellan atomerna och bilda kemiska bindningar. I fallet H2 överlappar 1s-banorna, som var och en innehåller en elektron, varandra för att bilda H-H-bindningen.

Nu kan vi betrakta metan, CH4. Lewisstrukturen är:

VSEPR förutsäger en tetraederform, baserat på de fyra atomer som är bundna till den centrala atomen.

Vätegasatomer har elektronkonfigurationen 1s1.

Kolväteatomer har elektronkonfigurationen 2s2 2p2.

Var och en av väteatomerna kan bidra med 1 elektron till en C-H-bindning. Det finns dock bara två p-orbitaler i kolatomerna som har oparade elektroner, och fyra likvärdiga C-H-bindningar måste bildas. För att skapa fyra likvärdiga bindningsorbitaler i kol, blandas de atomära vågfunktionerna Y för 2s och tre 2p-orbitaler matematiskt för att ge nya molekylära vågfunktioner och molekylära orbitaler. Genom att blanda enorbital med tre porbitaler får man fram fyra hybridorbitaler, så kallade sp3-orbitaler. Formen och orienteringen av dessa nya molekylära orbitaler visas nedan:

Molekylen, sp3-orbitalerna är ordnade i en tetraeder, med bindningsvinklar på 109.5o. Var och en av H:s 1s orbitaler kommer att överlappa med en av dessa hybridorbitaler för att ge den förutspådda tetraedergeometrin och formen hos metan,CH4.

Hybridiseringen förändrar också orbitalernas energinivåer. Kolets 2s orbital har lägre energi än 2p orbitalen,eftersom den är mer genomträngande.

Efter hybridiseringen har alla fyra hybridorbitalerna samma energi, lägre än p orbitalen, men högre än s orbitalen. De fyra valenselektronerna på kol kan läggas till i energidiagrammet ( ). Var och en av vätgaserna har en valenceelektron i sin 1s-borg ( ). Dessa kommer att para sig med kolelektronerna för att bilda fyra s(sigma)-bindningar. Dessa kallas sigma-bindningar (grekiska fors) eftersom de bildas av hybridiserade orbitaler, som är resultatet av s-orbitaler.

Överlappningen mellan väte s-orbitalerna och kolets sp3-orbitaler gör att elektrontätheten ligger direkt mellan atomkärnorna. Detta är en egenskap hos s-bindningar.

Vi kan nu titta på bindningarna i ammoniak, NH3. Lewisstrukturen visas nedan.

VSEPRförutsäger en tetraedergeometri (ett ensamt par och tre bindande elektronpar) och en trigonal pyramidform. Vi kommer återigen att behöva fyrahybridorbitaler, som erhålls genom att blanda en s- och tre p-atomorbitaler i kväve. Kväve har fem valenselektroner ( ).

Tre väteatomer med en oparad elektron vardera ( ) kommer att överlappa sina 1s-banoritaler med de tre tillgängliga sp3-banoritaler på kvävet. Detta leder till att det bildas tre sb-bindningar och ett ensamt elektronpar som upptar den fjärde hybridmolekylorbitalen.

Nästan, betrakta SF4. Lewisstrukturen visas nedan.

VSEPR förutsäger trigonalbipyramidal geometri (ett ensamt par och fyra bindningspar) och se sawshape. För att få fem hybridorbitaler måste vi blanda fem atomära orbitaler från svavel. Sand p-orbitalerna ger totalt endast4 hybridiserade orbitaler (en s + 3p) så vi kommer nu att lägga till en dorbital till blandningen. Eftersom svavel befinner sig i period 3 (n = 3) kommer det att ha fem d-orbitaler. Genom att blanda en av d-orbitalerna med de andra fyra atomära orbitalerna (s och tre p) får man en hybridisering som kallas dsp3, vilket ger fem likvärdiga molekylorbitaler.

Fluoratomerna är sp3-hybridiserade (3 ensampar och ett bindningspar), och överlappningen av varje sp3-orbital på fluor med en dsp3-orbital på svavel kommer att bilda en sb-bindning.

För föreningar, som SF6, som kräver sex ekvivalenta molekylära orbitaler, blanda sexatomära orbitaler, s + p+ p+ p+ p+ d+ d. Dessa skulle ha d2sp3-hybridisering och skulle bilda sex sb-bindningar.

Nästan kan vi titta på formaldehyd,CH2O. Dess Lewisstruktur visas nedan:

VSEPR förutsäger att denna förening kommer att ha en trigonal plan geometri och form, eftersom det finns tre atomer bundna till den centrala kolatomen och inga ensamma par. Detta innebär att det måste finnas tre likvärdiga molekylära orbitaler. Enligt den metod vi använde i de föregående exemplen kommer vi att blanda tre atomära orbitaler för att bilda tre hybridiserade molekylära orbitaler.

Vi kommer att kalla de hybridiserade orbitalerna för sp2-orbitaler, eftersom vi har blandat s-orbitalen med två av de tre p-atomära orbitalerna. Sp2-orbitalerna har den förutspådda trigonala plana geometrin. Lägg märke till att en av porbitalerna inte ändrades i hybridiseringen och att den har en högre energinivå än de hybridiserade orbitalerna. Den ohybridiserade p-orbitalen är vinkelrät mot sp2-orbitalernas plan, vilket visas nedan.

Vi kan nu fylla på de fyra valenceelektronerna från kol.

Vi kan nu lägga till elektroner från H och O för att bilda de fyra bindningarna. Tre av bindningarna kommer att vara likvärdiga i energi, men den fjärde bindningen är annorlunda. Den bildas inte av de hybridiserade orbitalerna (sbond) utan kommer att bildas av överlappningen av ohybridiserade p-orbitaler. Detta kallas för en p-bindning (pi är grekiska för p).

Lewisstrukturen för formaldehyd visar att syret har två ensamma par och en bindning till det centrala kolet. Återigen kräver detta3 ekvivalenta bindningsorbitaler, sp2-hybridisering.

Elektronkonfigurationen i de hybridiserade orbitalerna visar att två av orbitalerna kommer att ockuperas av ensamma elektronpar och den tredje sp2-orbitalen kommer att bilda en s-bindning med kolet. De ohybridiserade p-orbitalerna på C och O kommer att bilda en p-bindning.

Bindningarna i diagrammen är färgkodade. Röda bindningar är s-bindningar, där de delade elektronerna hålls direkt mellan atomerna. Den blå bindningen är en p-bindning, som bildas genom att de ohybridiserade p-orbitalerna på C ochO överlappar varandra från sida till sida. Dessa elektroner hålls inte direkt mellan de bundna atomerna. Istället hålls de i ett löst moln av elektrontäthet över och under bindningens axel. På grund av denna dåliga överlappning är p-bindningar svagare än s-bindningar och har en högre potentiell energi, vilket gör dem instabila. Dubbelbindningar består av en s-bindning och en p-bindning.

VSEPR förutsäger att formaldehyd är en trigonal plan förening med 120 bindningsvinklar. Molekyler med sp2-hybridisering har 120 bindningsvinklar. Formaldehyds struktur visas nedan.

Det är en polär föreningpå grund av syrets elektronegativitet och formaldehyds molekylära form.

Lewisstrukturen för koldioxiden visas nedan, återigen med färgkodade bindningar.

Varje atom har en oktett av elektroner. Kolet bildar 2 s- och 2 p-bindningar till syreatomerna. De 2 sb-bindningarna indikerar att det bildas 2 likvärdiga molekylära orbitaler. För att bilda 2 hybridmolekylära orbitaler måste vi blanda 2 atomära orbitaler, en sorbital och en p-orbital. De resulterande hybridorbitalerna kallas sphybrider. Vinkeln mellan dem är 180o vilket gör CO2 till en alinjär molekyl enligt VESPR:s förutsägelse. De två ohybridiserade porbitalerna på kolet bildar p-bindningar till syreatomerna.

Energidiagrammet för kol i CO2 visas nedan.

Vad är hybridiseringen av syre i CO2. Varje syre har tvåolonpar och bildar en s-bindning och en p-bindning. Detta innebär att det måste finnas tre hybridiseradeorbitaler och en ohybridiserad p-orbital för att bilda p-bindningen. Detta är sp2-hybridisering.

När vi betraktar molekyler med mer än en oktett av elektroner runt den centrala atomen måste vi involvera d-orbitalerna. Ett exempel på detta är PCl5.

VSEPR förutsäger en trigonal bipyramidal geometri eftersom det finns fem grupper runt den centrala atomen. För att få fem molekylära orbitaler måste vi blanda fematomära orbitaler, en s + tre p + en d. Detta kallas dsp3hybridisering. Formen och orienteringen av dessa orbitaler visas nedan, bredvid strukturen för PCl5

Slutligt kommer vi till molekylerna med sex orbitaler runt den centrala atomen. Ett exempel är SF6,vars Lewisstruktur visas nedan.

Vi behöver sex molekyläraorbitaler så vi blandar sex atomorbitaler, en s + tre p + två d för att ge d2sp3-hybridiseringoch oktaedergeometri.