Den kemiske hybridisering er "blandingen" af de atomiske orbitaler, hvis koncept blev introduceret af kemiker Linus Pauling i 1931 for at dække ufuldkommenheder i teorien om valensbinding (TEV). Hvilke ufuldkommenheder? Disse er: molekylære geometrier og tilsvarende bindingslængder i molekyler som metan (CH 4).
Ifølge TEV danner de atomiske orbitaler i metan fire σ-bindinger med fire H-atomer. De 2p-orbitaler med formasformer (bundbillede) af C er vinkelret på hinanden, så H skal være ca. fra andre i en 90 ° vinkel.
Derudover binder Cs 2 s (sfæriske) orbital sig til 1 s orbital af H i en vinkel på 135 ° i forhold til de andre tre H. Imidlertid har det eksperimentelt vist sig, at vinklerne i CH 4 er 109,5 ° og at Endvidere er længderne af C-H-obligationerne ækvivalente.
For at forklare dette skal en kombination af de originale atomare orbitaler betragtes som dannelse af fire degenererede hybrid-orbitaler (med lige stor energi). Her kommer kemisk hybridisering i spil. Hvordan er hybridkredse? Det afhænger af de atomare orbitaler, der genererer dem. De udviser også en blanding af deres elektroniske egenskaber.
Sp-hybridisering
I tilfældet med CH 4, hybridiseringen af C er sp 3. Fra denne fremgangsmåde forklares den molekylære geometri med fire sp 3 orbitaler adskilt ved 109,5 ° og peger mod vertikerne på en tetrahedron.
I ovenstående billede, kan du se, hvordan sp 3 orbitaler (grøn) etablere en tetraedrisk elektroniske miljø omkring atomet (A, som er C i CH 4).
Hvorfor 109,5º og ikke andre vinkler for at "tegne" en anden geometri? Årsagen er, at denne vinkel minimerer de elektroniske frastødninger af de fire atomer, der binder til A.
Således CH 4 -molekylet kan repræsenteres som et tetraeder (tetraederstruktur).
Hvis C i stedet for H dannede bindinger med andre grupper af atomer, hvad ville da være deres hybridisering? Så længe kulstof danner fire σ-bindinger (C - A), vil deres hybridisering være sp 3.
Det kan derfor antages, at i andre organiske forbindelser såsom CH 3 OH, CCI 4, C (CH 3) 4, C 6 H 12 (cyclohexan) etc. carbon har sp 3 hybridisering.
Dette er vigtigt for at skitsere organiske strukturer, hvor enkeltbundne kulhydrater repræsenterer divergenspunkter; det vil sige, strukturen forbliver ikke i et enkelt plan.
Tolkning
Hvad er den enkleste fortolkning af disse hybrid orbitaler uden at tage fat på de matematiske aspekter (bølgefunktionerne)? De sp 3 orbitaler antyder, at de stammer fra fire orbitaler: en s og tre p.
Fordi kombinationen af disse atomorbitaler antages at være ideel, de resulterende fire sp 3 orbitaler er identiske og indtager forskellige orienteringer i rummet (såsom i p x, p, og p z orbitaler).
Ovenstående gælder for resten af de mulige hybridiseringer: antallet af dannede hybridorbitaler er det samme som for de atomiske orbitaler, der er kombineret. For eksempel sp 3 d 2 hybridorbitaler er dannet af seks atomorbitaler: en s, tre p og to d.
Afvigelser i bondevinkel
I henhold til frastødningsteorien for elektroniske par i Valencia Shell (RPECV) optager et par frie elektroner mere volumen end et bundet atom. Dette får linkene til at bevæge sig fra hinanden, hvilket reducerer den elektroniske spænding og afviger vinklerne fra 109,5º:
For eksempel er H-atomerne i vandmolekylet bundet til sp 3- orbitaler (i grønt), og ligeledes de ikke-delte par elektroner ":" optager disse orbitaler.
Frastødningerne af disse elektronpar er normalt repræsenteret som "to kloder med øjne", som på grund af deres volumen frastøder de to σ O - H-bindinger.
I vand er bindingsvinklerne faktisk 105º i stedet for de 109,5º, der forventes til tetrahedrisk geometri.
Hvilken geometri har så H 2 O? Det har en vinkelgeometri. Hvorfor? For selv om den elektroniske geometri er tetraedrisk, forvrænger 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-orbital forbliver imidlertid uændret (fordi der er tre), der er repræsenteret som en orange bjælke i det øverste billede.
Her er alle tre sp 2 orbitaler farvet grøn for at fremhæve deres forskel fra den orange bjælke: den "rene" p orbitale.
Et atom med sp 2- hybridisering kan visualiseres som et trigonalt fladt gulv (trekanten tegnet med sp 2- orbitaler farvet grønt), med dets hjørner adskilt med 120º vinkler og vinkelret på en bjælke.
Og hvilken rolle spiller den rene orbitale? At danne en dobbeltbinding (=). Sp 2- orbitaler tillader dannelse af tre σ-bindinger, medens den rene p orbital en π-binding (en dobbelt- eller tredobbeltbinding involverer en eller to π-bindinger).
For eksempel for at trække carbonylgruppen og strukturen af formaldehyd molekyle (H 2 C = O), gøres følgende:
Sp 2- orbitalerne i både C og O danner en σ-binding, mens deres rene orbitaler danner en π-binding (det orange rektangel).
Det kan ses, hvordan resten af de elektroniske grupper (H-atomer og parene af elektroner, der ikke er delt) er placeret i de andre sp 2- orbitaler, adskilt med 120º.
Sp-hybridisering
I det øverste billede illustreres et A-atom med sp-hybridisering. Her kombineres en s orbital og en p orbital og danner to degenererede sp orbitaler. Imidlertid forbliver to rene p-orbitaler uændrede, hvilket gør det muligt for A at danne to dobbeltbindinger eller en tredobbelt binding (≡).
Med andre ord: hvis C i en struktur overholder ovenstående (= C = eller C≡C), er dens hybridisering sp. For andre mindre illustrative atomer - såsom overgangsmetaller - er beskrivelsen af elektroniske og molekylære geometrier kompliceret, fordi d og gennem f orbitaler også overvejes.
Hybridkredsløbene adskilles i en vinkel på 180º. Af denne grund er de bundne atomer arrangeret i en lineær molekylær geometri (BAB). Endelig på billedet nedenfor kan cyanidanionens struktur ses:
Referencer
- Sven. (3. juni 2006). Sp-orbitaler.. Hentet den 24. maj 2018 fra: commons.wikimedia.org
- Richard C. Banks. (Maj 2002). Limning og hybridisering. Hentet den 24. maj 2018 fra: chemistry.boisestate.edu
- James. (2018). En genvej til hybridisering. Hentet den 24. maj 2018 fra: masterorganicchemistry.com
- Dr. Ian Hunt. Institut for Kemi, University of Calgary. sp3 hybridisering. Hentet den 24. maj 2018 fra: chem.ucalgary.ca
- Chemical Bonding II: Molecular Geometry and Hybridization of Atomic Orbitals Chapter 10. Hentet den 24. maj 2018, fra: wou.edu
- Quimitube. (2015). Kovalent binding: Introduktion til atomisk orbital hybridisering. Hentet den 24. maj 2018 fra: quimitube.com
- Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave., S. 51). Mc Graw Hill.