Den kjemiske hybridiseringen er "blandingen" av atomomgangene, hvis konsept ble introdusert av kjemikeren Linus Pauling i 1931 for å dekke ufullkommenheter i teorien om valensbindingen (TEV). Hvilke ufullkommenheter? Disse er: molekyl geometrier og tilsvarende bindingslengder i molekyler som metan (CH 4 ).
I følge TEV danner atom atombunnene i metan fire σ-bindinger med fire H-atomer. 2p-orbitalene, med formasformer (bunnbildet) av C er vinkelrett på hverandre, så H bør være noen få fra andre i 90 ° vinkel.
I tillegg binder den 2s (sfæriske) orbitalen til C seg til den 1s orbitalen av H i en vinkel på 135 ° i forhold til de tre andre H. Imidlertid har det eksperimentelt funnet at vinklene i CH 4 er 109,5º og at Videre er lengdene på C - H-obligasjonene likeverdige.
For å forklare dette, må en kombinasjon av de opprinnelige atombomberene anses for å danne fire degenererte hybrid-orbitaler (med lik energi). Her kommer kjemisk hybridisering i spill. Hvordan er hybrid orbitaler? Det avhenger av atomomgangene som genererer dem. De viser også en blanding av sine elektroniske egenskaper.
Sp-hybridisering
For tilfelle av CH 4 , er hybridiseringen av C sp tre . Fra denne tilnærmingen forklares den molekylære geometrien med fire sp 3 orbitaler atskilt ved 109,5 º og peker mot vertikatene til en tetrahedron.
I det øverste bilde kan det sees hvordan de sp 3 orbitaler (grønt) etablere en tetraedrisk elektroniske miljøet rundt atomet (A, som er C CH 4 ).
Hvorfor 109,5º og ikke andre vinkler, for å "tegne" en annen geometri? Årsaken er fordi denne vinkelen minimerer de elektroniske frastøtningene til de fire atomene som binder seg til A.
Dermed blir CH 4 -molekylet kan representeres som et tetraeder (tetraederstruktur).
Hvis C, i stedet for H, dannet bindinger med andre grupper av atomer, hva ville da være deres hybridisering? Så lenge karbonet danner fire σ-bindinger (C - A), vil hybridiseringen deres være sp 3 .
Det kan følgelig antas at i andre organiske forbindelser som CH 3 OH, CCl 4 , C (CH 3 ) 4 , C 6 H 12 (cykloheksan), etc., har karbon en sp 3 hybridisering .
Dette er essensielt for å tegne organiske strukturer, der enkeltbundne karbonatomer representerer divergenspunkter; det vil si at strukturen ikke forblir i et enkelt plan.
Tolkning
Hva er den enkleste tolkningen for disse hybrid orbitaler uten å ta opp de matematiske aspektene (bølgefunksjonene)? Sp 3- orbitalene innebærer at de er opprinnelig av fire orbitaler: en s og tre p.
Fordi kombinasjonen av disse atomomgangene antas å være ideell, er de resulterende fire sp 3- orbitalene identiske og opptar forskjellige orienteringer i rommet (for eksempel i p x , p og p z orbitaler ).
Ovennevnte gjelder for resten av de mulige hybridiseringene: antallet hybridorbitaler som er dannet er det samme som for de atomiske orbitalene som er kombinert. For eksempel, sp 3 d 2 hybrid orbitaler er dannet fra seks atomorbitalene: en s, tre p og to d.
Bond vinkelavvik
I følge Valencia Shell Electronic Pair The Repulsion Theory of Repulsion (RPECV), opptar et par frie elektroner mer volum enn et bundet atom. Dette fører til at koblingene beveger seg fra hverandre, reduserer den elektroniske spenningen og avviker vinklene fra 109,5º:
For eksempel er H-atomene i vannmolekylet bundet til sp 3- orbitalene (i grønt), og også de ikke delte elektronparene ":" okkuperer disse orbitalene.
Frastøtningen til disse elektronparene er vanligvis representert som "to kloder med øyne", som på grunn av deres volum frastøter de to σ O - H-bindingene.
I vann er således bindingsvinklene faktisk 105º, i stedet for 109,5º forventet for tetraedrisk geometri.
Hvilken geometri har da H 2 O? Den har en kantet geometri. Hvorfor? For selv om den elektroniske geometrien er tetraedrisk, forvrenger to par ikke-delte elektroner den til en vinkelmolekylær geometri.
Sp-hybridisering
Når et atom kombinerer to p og en s orbitaler, genererer det tre sp 2 hybrid orbitaler ; en p-bane forblir imidlertid uendret (fordi det er tre av dem), som er representert som en oransje bjelke i det øvre bildet.
Her er alle tre sp 2- orbitalene farget grønt for å fremheve forskjellen fra den oransje linjen: den "rene" p-banen.
Et atom med sp 2- hybridisering kan visualiseres som et flatt trigonalt gulv (trekanten tegnet med sp 2- orbitalene farget grønt), med hjørnene atskilt med 120 º vinkler og vinkelrett på en stolpe.
Og hvilken rolle spiller den rene p orbitalen? Det å danne en dobbeltbinding (=). Sp 2- orbitalene tillater dannelse av tre σ-bindinger, mens den rene p-bane en π-binding (en dobbelt- eller trippelbinding involverer en eller to π-bindinger).
For eksempel, for å trekke karbonylgruppen og strukturen av formaldehyd molekylet (H 2 C = O), gå frem som følger:
Sp 2- orbitalene til både C og O danner en σ-binding, mens deres rene orbitaler danner en π-binding (det oransje rektangelet).
Det kan sees hvordan resten av de elektroniske gruppene (H-atomer og parene elektronene som ikke er delt) befinner seg i de andre sp 2- bane , adskilt med 120º.
Sp-hybridisering
I det øvre bildet illustreres et A-atom med sp-hybridisering. Her kombineres en s orbital og en p orbital for å danne to degenererte sp orbitaler. Imidlertid forblir to rene p orbitaler uendret, som lar A danne to dobbeltbindinger eller en trippelbinding (≡).
Med andre ord: hvis i en struktur samsvarer med ovenstående (= C = eller C≡C), er hybridiseringen sp. For andre mindre illustrerende atomer - som overgangsmetaller - er beskrivelsen av elektroniske og molekylære geometrier komplisert fordi d og gjennom f orbitaler også blir vurdert.
Hybrid-orbitalene skilles i en vinkel på 180º. Av denne grunn er de bundne atomene anordnet i en lineær molekylær geometri (BAB). Til slutt, på bildet under, kan strukturen til cyanidanionen sees:
referanser
- Sven. (3. juni 2006). SP-orbitaler. . Hentet 24. mai 2018, fra: commons.wikimedia.org
- Richard C. Banks. (Mai 2002). Liming og hybridisering. Hentet 24. mai 2018, fra: chemistry.boisestate.edu
- James. (2018). En hybridiseringssnarvei. Hentet 24. mai 2018, fra: masterorganicchemistry.com
- Dr. Ian Hunt. Institutt for kjemi, University of Calgary. sp3 hybridisering. Hentet 24. mai 2018, fra: chem.ucalgary.ca
- Chemical Bonding II: Molecular Geometry and Hybridization of Atomic Orbitals Chapter 10. Hentet 24. mai 2018, fra: wou.edu
- Quimitube. (2015). Kovalent binding: Introduksjon til atomisk hybridisering. Hentet 24. mai 2018, fra: quimitube.com
- Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave., S. 51). Mc Graw Hill.