Hybridisering (kjemisk)

I kjemi er samspillet mellom atomorbitaler i et atom for å danne nye hybridorbitaler kjent som hybridisering . Hybride atomorbitaler er de som overlapper i bindingsdannelse, innenfor valensbindingsteori , og rettferdiggjør molekylær geometri .

Kjemiker Linus Pauling utviklet først hybridiseringsteorien for å forklare strukturen til molekyler som metan (CH4 ) i 1931. [ 1 ] Dette konseptet ble utviklet for slike enkle kjemiske systemer, men tilnærmingen ble senere brukt bredere, og regnes i dag som en effektiv heuristikk for å rasjonalisere strukturene til organiske forbindelser .

sp 3 hybridisering

Karbonatomet har seks elektroner: to er lokalisert i 1s orbital (1s²), to i (2s²) og de resterende to i 2p orbital (2p²). På grunn av sin orientering i det tredimensjonale planet, har 2p-undernivået kapasitet til å lokalisere 6 elektroner: 2 i p x -orbital , to i p y -orbital og to elektroner i p z -orbital . De to siste karbonelektronene vil være lokalisert en i 2p x , den andre i 2p y og 2p z orbital forblir tom (2p x ¹ 2p y ¹). Opplegget ovenfor er (hver pil et elektron):

$C\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{2s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{2p_{x} }}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{2p_{y}}}\;{\frac {\,\,}{2p_{z}}}$

For å tilfredsstille sin ustabile energi, har et valensatom som karbon, med delvis fylte orbitaler (2p x og 2p y må ha to elektroner), en tendens til å danne bindinger med andre atomer som har tilgjengelige elektroner. For å gjøre dette er det ikke nok bare å plassere et elektron i hver nødvendig orbital. I naturen omfordeler denne typen atomer elektronene sine og danner hybridorbitaler. Når det gjelder karbon, fjernes ett av elektronene fra 2s-orbitalen og plasseres i 2p z -orbitalen . Dermed har de fire siste orbitalene ett elektron hver:

$C^{*}\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{2s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{ 2p_{x}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{2p_{y}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{2p_{z}}}$

Stimulansen til å eksitere elektronet fra 2s til 2p z er gitt av det første elektronet som danner en binding med et atom med denne typen valens. For eksempel hydrogen når det gjelder metan . Dette øker igjen behovet for å fylle de resterende orbitalene. Disse nye hybridorbitalene kalles ikke lenger 2s og 2p og kalles nå sp 3 (litt av begge orbitalene):

$C^{*}\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{3}}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{3}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{3}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{3}}}$

Av de fire orbitalene som dannes på denne måten, er en (25 %) fra s -orbitalen (2-ene) til karbon og tre (75 %) fra p -orbitalene (2p). Imidlertid overlapper de alle ved å gi hybridiseringsproduktet til koblingen. Tredimensjonalt er avstanden mellom det ene hydrogenet og det andre i metan ekvivalent og lik en vinkel på 109,5°.

sp 2 hybridisering

Det er definert som kombinasjonen av en s orbitaler og to p orbitaler, for å danne 3 hybridorbitaler, som er arrangert i et plan som danner vinkler på 120 grader.

Atomer som danner sp 2 hybridiseringer kan danne forbindelser med dobbeltbindinger. De danner en vinkel på 120º og molekylet deres er flatt. Enkeltbindinger er kjent som sigmabindinger (σ) og dobbeltbindinger består av en sigmabinding og en pi-binding ( ). Plasseringsreglene for elektronene i disse tilfellene, slik som alkeneten , tvinger frem en annen hybridisering kalt sp 2 , der et elektron av 2-ene blandes bare med to av 2p-orbitalene: det oppstår fra eller ved å forbinde s-orbitalen med to p orbitaler; dermed produseres tre nye sp 2 orbitaler , hver ny orbital produserer kovalente bindinger $\pi$

$C^{*}\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{2}}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{2}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{sp^{2}}}{\frac {\upharpoonleft \,}{p}}$

Tredimensjonalt er avstanden mellom ett hydrogen og et annet i noe karbon av etylen ekvivalent og lik en vinkel på 120°.

sp hybridisering

Det er definert som kombinasjonen av en s-orbital og en p-orbital, for å danne 2 hybridorbitaler, med lineær orientering.

Dette er typen hybridbinding, med en vinkel på 180º og som finnes i forbindelser med trippelbindinger som alkyner (for eksempel acetylen ):

$C^{*}\quad {\frac {\upharpoonleft \downharpoonright }{1s}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{sp}}\;{\frac {\upharpoonleft \,}{ sp}}{\frac {\upharpoonleft \,}{p}}{\frac {\upharpoonleft \,}{p}}$

Det er preget av tilstedeværelsen av 2 pi-bindinger (π).

Form og vinkler

Formene til bundne molekyler ved hybridisering av orbitalene deres er begrenset av vinklene mellom atomene deres:

type molekyl	sp x hybridisering	sd x hybridisering	sp x d y hybridisering
type molekyl	representative element/ overgangsmetaller	bare overgangsmetaller
AX 2	lineær sp hybridisering (180°) For eksempel CO2
AX 3	flat trigonal sp 2 hybridisering (120°) For eksempel BCl 3	trigonal pyramideformet hybridisering sd 2 (90°) For eksempel CrO3
AX 4	tetraedrisk sp 3 hybridisering (109,5°) For eksempel CCl 4	tetraedrisk hybridisering sd 3 (70,5°, 109,5°) For eksempel TiCl 4	flat firkant sp2d hybridisering _ F.eks. PtCl 4 2−
AX 6		C 3v trigonalt prisme hybridisering sd 5 (63,4°, 116,6°) F.eks. W( CH3 ) 6	oktaedrisk sp 3 d 2 hybridisering F.eks. Mo(CO) 6
interorbitale vinkler	$\theta =\arccos(-{\frac {1}{x}})$	$\theta =\arccos \left(\pm {\sqrt {{\frac {1}{3}}(1-{\frac {2}{x}})}}\right)$

Hypervalent binding har også blitt beskrevet som sp 3 d og sp 3 d 2 hybridorbitaler , sammensatt av s , p og d orbitaler ved høyere energinivåer. Fremskritt i studiet av ab initio- beregninger har imidlertid avslørt at bidraget fra d -orbitaler til den hypervalente bindingen er for lite til å beskrive egenskapene til bindingen, og denne beskrivelsen av hybridorbitaler blir sett på som uviktig. [ 2 ] [ 3 ] Disse molekylene bruker resonans .

hypervalente molekyler ( resonans )

AX 5	trigonal bipyramidal
AX 5
AX 6	oktaedrisk
AX 6
AX 7	femkantet bipyramidal
AX 7

Se også

Referanser

↑ Pauling, L. (1931), «Arten til den kjemiske bindingen. Anvendelse av resultater oppnådd fra kvantemekanikken og fra en teori om paramagnetisk følsomhet for strukturen til molekyler", Journal of the American Chemical Society 53 (4): 1367-1400, doi : 10.1021/ja01355a027 .
^ Magnusson, E. (1990). "Hyperkoordinatmolekyler av andreradselementer: d-funksjoner eller d-orbitaler?". J. Am. Chem. Soc. 112 (22): 7940-7951. doi 10.1021/ja00178a014
↑ David L Cooper; Terry P. Cunningham; Joseph Gerratt; Peter B. Karadakov; Mario Raymondi (1994). "Kjemisk binding til hyperkoordinerte atomer i andre rad: d Orbital deltakelse versus demokrati". Journal of the American Chemical Society. 116 (10): 4414–4426. doi 10.1021/ja00089a033

Eksterne lenker

Representasjon av disse tallene.