Chemistry for Non-Majors

Hybridní orbitaly – sp3

Vazbové schéma popsané teorií valenční vazby musí zohledňovat molekulární geometrie předpovězené teorií VSEPR. K tomu musíme zavést pojem zvaný hybridní orbitaly.

sp 3 Hybridizace

Naneštěstí překrývání stávajících atomových orbitalů ( s , p , atd.) nestačí k vysvětlení některých pozorovaných vazebných a molekulových geometrií. Uvažujme prvek uhlík a molekulu metanu (CH 4 ). Atom uhlíku má elektronovou konfiguraci 1s 2 2s 2 2p 2 , což znamená, že má dva nespárované elektrony ve svých orbitalech 2p, jak je znázorněno na následujícím obrázku.

Obrázek 1. Atom uhlíku má elektronovou konfiguraci 1s 2 2s 2p 2 , což znamená, že má dva nespárované elektrony ve svých orbitalech 2p, jak je znázorněno na následujícím obrázku. Orbitální konfigurace pro atom uhlíku.

Podle dosavadního popisu teorie valenční vazby by se očekávalo, že uhlík bude tvořit pouze dvě vazby, které odpovídají jeho dvěma nespárovaným elektronům. Metan je však běžná a stabilní molekula se čtyřmi ekvivalentními C-H vazbami. Aby se to vysvětlilo, je jeden z elektronů 2s povýšen na prázdný orbital 2p (viz obrázek 2 níže).

Obrázek 2. Propagace elektronu s uhlíku na prázdný orbital p.

Nyní jsou možné čtyři vazby. Propagace elektronu „stojí“ malé množství energie, ale připomeňme, že proces vzniku vazby je doprovázen poklesem energie. Dvě vazby navíc, které lze nyní vytvořit, mají za následek nižší celkovou energii, a tedy větší stabilitu molekuly CH 4. Uhlík normálně tvoří ve většině svých sloučenin čtyři vazby.

Počet vazeb je nyní správný, ale geometrie je špatná. Tři p orbitaly (px , py, pz) jsou vůči sobě orientovány v úhlu 90o . Jak však bylo vidět z teorie VSEPR, pozorovaný úhel vazby H-C-H v tetraedrické molekule CH 4 je ve skutečnosti 109,5 o . Molekulu methanu proto nelze dostatečně reprezentovat prostým překrytím orbitalů 2s a 2p uhlíku s orbitaly 1s každého atomu vodíku.

Pro vysvětlení vazby v methanu je nutné zavést pojem hybridizace a hybridních atomových orbitalů. Hybridizace je míchání atomových orbitalů v atomu za vzniku souboru hybridních orbitalů. Pokud k hybridizaci dochází, musí se tak dít v důsledku míchání neekvivalentních orbitalů. Jinými slovy, s a p orbitaly mohou hybridizovat, ale p orbitaly nemohou hybridizovat s jinými p orbitaly. Hybridní orbitaly jsou atomové orbitaly, které se získají, když se dva nebo více neekvivalentních orbitalů tvořících stejný atom spojí při přípravě na vytvoření vazby. V současném případě uhlíku se jediný orbital 2s hybridizuje se třemi orbitaly 2p za vzniku sady čtyř hybridních orbitalů, které se nazývají sp 3 hybridy (viz obrázek 3 níže).

Obr. 3: Hybridní orbitaly v atomu. Uhlíkové sp3 hybridní orbitaly.

Všechny sp 3 hybridy jsou navzájem ekvivalentní. Prostorově směřují hybridní orbitaly ke čtyřem rohům čtyřstěnu.

Obrázek 4.

Proces hybridizace sp3 je smíšení orbitalu s se sadou tří orbitalů p za vzniku sady čtyř hybridních orbitalů sp3. Každý velký lalok hybridních orbitalů ukazuje na jeden roh čtyřstěnu. Čtyři laloky každého z hybridních orbitalů sp 3 se pak překrývají s normálními nehybridizovanými orbitaly 1s jednotlivých atomů vodíku a tvoří tetraedrickou molekulu methanu.

Slovníček

Hybridní orbitaly – sp a sp 2

sp Hybridizace

Molekula hydridu berylia (BeH 2 ) je podle předpovědi VSEPR lineární. Atom berylia obsahuje všechny párové elektrony, a proto musí také projít hybridizací. Jeden z elektronů 2s je nejprve povýšen na prázdný orbital 2p x (viz obrázek níže).

Obrázek 5. Propagace elektronu Be 2s.

Nyní probíhá hybridizace pouze s obsazenými orbitaly a výsledkem je dvojice hybridních orbitalů sp. Zbývající dva p orbitaly ( p y a p z ) se nehybridizují a zůstávají neobsazené (viz obrázek 6 níže).

Obrázek 6. Be hybridní orbitaly.

Geometrie sp hybridních orbitalů je lineární, přičemž laloky orbitalů směřují v opačných směrech podél jedné osy, libovolně definované jako osa x (viz obrázek 7). Každý z nich se může vázat s orbitalem 1s z atomu vodíku a vytvořit tak lineární molekulu BeH 2.

Obrázek 7. Proces hybridizace sp je směšování orbitalu s s jedním orbitalem p (podle konvence pxorbital), čímž vzniká soubor dvou hybridů sp. Oba laloky sp hybridů směřují proti sobě, čímž vzniká lineární molekula.

Další molekuly, jejichž geometrie elektronové domény je lineární a pro které je hybridizace nezbytná, také tvoří sp hybridní orbitaly. Příkladem jsou CO2 a C2H2, o nichž bude podrobněji pojednáno později.

sp 2 Hybridizace

Trifluorid boru (BF 3 ) má podle předpovědi VSEPR trigonální planární geometrii. Nejprve je párový elektron 2s povýšen na prázdný orbital 2p y (viz obrázek 8).

Obrázek 8. Propagace elektronu 2s.

Následuje hybridizace tří obsazených orbitalů za vzniku sady tří hybridů sp 2, přičemž orbital 2p z zůstává nehybridizovaný (viz obrázek 9).

Obr. 9. Propagace elektronu 2s do prázdného orbitalu sp 2 (viz obrázek 9). Tvorba orbitalu sp 2.

Geometrie hybridních orbitalů sp 2 je trigonální rovinná, přičemž laloky orbitalů směřují do rohů trojúhelníku (viz obrázek 9). Úhel mezi libovolnými dvěma laloky hybridních orbitalů je 120°. Každý z nich se může vázat s orbitalem 2 p z atomu fluoru a vytvořit tak trigonální planární molekulu BF 3.

Obrázek 9.

Proces hybridizace sp2 je smíšení orbitalu s se sadou dvou orbitalů p (p x a p y ) za vzniku sady tří hybridních orbitalů sp2. Každý velký lalok hybridních orbitalů ukazuje na jeden roh rovinného trojúhelníku.

Jiné molekuly s geometrií trigonální rovinné elektronové domény tvoří sp 2 hybridní orbitaly. Ozon (O 3 ) je příkladem molekuly, jejíž geometrie elektronové domény je trigonálně planární, ačkoli přítomnost osamělého páru na centrálním kyslíku způsobuje, že molekulová geometrie je ohnutá. Hybridizace centrálního atomu O ozonu je sp 2 .