Ķīmiskā hibridizācija ir "mix" no atomu orbitālēs, kuru jēdziens tika ieviests ar ķīmiķis Linus Pauling 1931 segšanai nepilnības teoriju valence bond (TEV). Kādas nepilnības? Tie ir: molekulārā ģeometrija un ekvivalents saišu garums molekulās, piemēram, metāns (CH 4 ).
Pēc TEV domām, C atomās orbitāles metānā veido četras σ saites ar četriem H atomiem.C 2 formas orbitāles ar C formas formām (apakšējais attēls) ir perpendikulāras viena otrai, tātad H vajadzētu būt dažām no citiem 90º leņķī.
Papildus tam C 2 sfēriskā (sfēriskā) orbitāle saistās ar H 1 s orbitālu 135 ° leņķī attiecībā pret pārējiem trim H. Tomēr eksperimentāli ir atklāts, ka leņķi CH 4 ir 109,5 ° un ka Turklāt C-H saišu garumi ir līdzvērtīgi.
Lai to izskaidrotu, jāapsver sākotnējo atomu orbitāļu kombinācija, veidojot četras deģenerētas hibrīdas orbitāles (ar vienādu enerģiju). Šeit spēlē ķīmisko hibridizāciju. Kādi ir hibrīdi orbitāli? Tas ir atkarīgs no atomu orbitāļiem, kas tos ģenerē. Viņi demonstrē arī dažādu elektronisko īpašību kopumu.
Sp hibridizācija
Attiecībā uz gadījumu, CH 4 , hibridizācija C ir sp 3 . Sākot no šīs pieejas, molekulārā ģeometrija tiek izskaidrota ar četrām sp 3 orbītām, kas atdalītas 109,5 ° leņķī un ir vērstas uz tetraedra virsotnēm.
Augšējā attēlā var redzēt, kā SP 3 orbitālēm (zaļā krāsā) izveidot tetraedriskiem elektronisko vidi ap atoma (A, kas ir C, CH 4 ).
Kāpēc 109,5º, nevis citi leņķi, lai "uzzīmētu" atšķirīgu ģeometriju? Iemesls ir tāpēc, ka šis leņķis samazina četru atomu, kas saistās ar A, elektroniskās atgrūšanas.
Tādējādi CH 4 molekulu var attēlot kā tetraedru (tetraedriskā molekulārā ģeometrija).
Ja C vietā C veidotu saites ar citām atomu grupām, kāda tad būtu to hibridizācija? Kamēr ogleklis veido četras σ saites (C - A), to hibridizācija būs sp 3 .
To attiecīgi var pieņemt, ka citu organisko savienojumu, piemēram, CH 3 OH, CCL 4 , C (CH 3 ) 4 , C 6 H 12 (cikloheksāna), utt, oglekļa ir sp 3 hibridizāciju .
Tas ir svarīgi, lai skicētu organiskās struktūras, kur oglekļa atomi ar vienu atomu ir atšķirības punkti; tas ir, struktūra nepaliek vienā plaknē.
Interpretācija
Kāda ir šo hibrīdo orbitāļu vienkāršākā interpretācija, nerisinot matemātiskos aspektus (viļņu funkcijas)? Sp 3 orbitāles nozīmē, ka tos radīja četras orbitāles: viena s un trīs p.
Tā kā tiek uzskatīts, ka šo atomu orbitāļu kombinācija ir ideāla, iegūtās četras sp 3 orbitāles ir identiskas un telpā izmanto dažādas orientācijas (piemēram, p x , p un p z orbitālēs ).
Iepriekš minētais ir piemērojams pārējām iespējamām hibridizācijām: izveidoto hibrīdo orbitāļu skaits ir tāds pats kā apvienoto atomu orbitāļu skaits. Piemēram, sp 3 d 2 hibrīdas orbitāles tiek veidotas no sešām atomu orbitāļiem: viena s, trīs p un divas d.
Saites leņķa novirzes
Saskaņā ar Valensijas čaulas elektronisko pāru atgrūšanas teoriju (RPECV) brīvo elektronu pāris aizņem vairāk tilpuma nekā saistītais atoms. Tas izraisa saišu atdalīšanos, samazinot elektronisko spriegumu un novirzot leņķus no 109,5º:
Piemēram, ūdens molekulā H atomi ir piesaistīti sp 3 orbitālēm (zaļā krāsā), kā arī nesadalītajiem elektronu pāriem ":" aizņem šīs orbitāles.
Šo elektronu pāru atgrūšanās parasti tiek attēlota kā “divi globusi ar acīm”, kas to tilpuma dēļ atgrūž abas σ O - H saites.
Tādējādi ūdenī saites saites leņķi faktiski ir 105 °, nevis 109,5 °, kas sagaidāmi tetraedriskās ģeometrijas gadījumā.
Kāda ir H 2 O ģeometrija ? Tam ir leņķa ģeometrija. Kāpēc? Tā kā, kaut arī elektroniskā ģeometrija ir tetraedriska, divi nesadalītu elektronu pāri to kropļo par leņķisko molekulāro ģeometriju.
Sp hibridizācija
Kad atoms apvieno divas p un vienu s orbitāles, tas ģenerē trīs sp 2 hibrīdas orbitāles ; tomēr viena p orbitāla paliek nemainīga (jo ir trīs no tām), kas augšējā attēlā tiek attēlota kā oranža josla.
Šeit visas trīs sp 2 orbitāles ir iekrāsotas zaļā krāsā, lai uzsvērtu to atšķirību no oranžās joslas: “tīrā” p orbitāles.
Atomu ar sp 2 hibridizāciju var vizualizēt kā plakanu trigonālu grīdu (trīsstūris, kas novilkts ar sp 2 orbitāli zaļā krāsā), ar tā virsotnēm atdalot 120 ° leņķus un perpendikulāri joslai.
Un kādu lomu spēlē tīrā p orbitāle? Divkāršās saites veidošanās (=). Sp 2 orbitāles ļauj veidot trīs σ saites, bet tīrā p orbitālā viena π saite (divkāršā vai trīskāršā saite ietver vienu vai divas π saites).
Piemēram, lai uzzīmētu karbonilgrupu un formaldehīda molekulas struktūru (H 2 C = O), rīkojieties šādi:
Gan C, gan O sp 2 orbitāles veido σ saiti, savukārt to tīras orbitāles veido π saiti (oranžais taisnstūris).
Var redzēt, kā pārējās elektroniskās grupas (H atomi un nesadalītie elektronu pāri) atrodas pārējās sp 2 orbitālēs , atdalītas ar 120º.
Sp hibridizācija
Augšējā attēlā ir parādīts A atoms ar sp hibridizāciju. Šeit viena orbitāla un viena p orbitāla apvienojas, veidojot divas deģenerētas sp orbitāles. Tomēr tagad divas tīras p orbitāles paliek nemainīgas, kas ļauj A veidot divas dubultās saites vai vienu trīskāršu saiti (≡).
Citiem vārdiem sakot: ja struktūrā C atbilst iepriekšminētajam (= C = vai C≡C), tad tā hibridizācija ir sp. Citiem mazāk ilustratīviem atomiem - piemēram, pārejas metāliem - elektronisko un molekulāro ģeometriju aprakstīt ir sarežģīti, jo tiek ņemti vērā arī d un f f.
Hibrīdas orbitāles tiek atdalītas 180º leņķī. Šī iemesla dēļ saistītie atomi ir izvietoti lineārā molekulārajā ģeometrijā (BAB). Visbeidzot, attēlā zemāk redzama cianīda anjona struktūra:
Atsauces
- Svens. (2006. gada 3. jūnijs). Sp-orbitāles. . Iegūts 2018. gada 24. maijā no vietnes: commons.wikimedia.org
- Ričards C. Banks. (2002. gada maijs). Līmēšana un hibridizācija. Saņemts 2018. gada 24. maijā no: chemics.boisestate.edu
- Džeimss. (2018). Hibridizācijas saīsne. Saņemts 2018. gada 24. maijā no: masterorganicchemistry.com
- Dr Ian Hunt. Kalgari universitātes Ķīmijas katedra. sp3 hibridizācija. Saņemts 2018. gada 24. maijā no: chem.ucalgary.ca
- Ķīmiskā savienošana II: atomu orbitāļu molekulārā ģeometrija un hibridizācija 10. nodaļa. Saņemts 2018. gada 24. maijā no: wou.edu
- Quimitube. (2015). Kovalentais savienojums: Ievads atomu orbitālajā hibridizācijā. Saņemts 2018. gada 24. maijā no: quimitube.com
- Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums., 51. lpp.). Mc Graw Hill.