Kemi for ikke-studerende

Hybridorbitaler – sp3

Det bindingsskema, der beskrives af valensbindingsteorien, skal tage højde for molekylære geometrier, som forudsagt af VSEPR-teorien. For at gøre det må vi indføre et begreb kaldet hybridorbitaler.

sp 3 Hybridisering

Det er desværre ikke tilstrækkeligt med overlapning af eksisterende atomorbitaler ( s , p , osv.) til at forklare nogle af de bindinger og molekylære geometrier, der er observeret. Tænk på grundstoffet kulstof og metanmolekylet (CH 4 ). Et kulstofatom har elektronkonfigurationen 1s 2 2s 2 2 2p 2 , hvilket betyder, at det har to uparrede elektroner i sine 2p-orbitaler, som vist i nedenstående figur.

Figur 1. Orbitalkonfiguration for kulstofatom.

I henhold til den hidtidige beskrivelse af valensbindingsteorien ville man forvente, at kulstof kun ville danne to bindinger, svarende til dets to uparrede elektroner. Metan er imidlertid et almindeligt og stabilt molekyle med fire ækvivalente C-H-bindinger. For at tage højde for dette promoveres en af 2s elektronerne til den tomme 2p orbital (se figur 2 nedenfor).

Figur 2. Promovering af kulstofs s-elektron til tom p-orbital.

Nu er der fire bindinger mulige. Fremføringen af elektronen “koster” en lille mængde energi, men husk, at processen med bindingsdannelse ledsages af et fald i energi. De to ekstra bindinger, der nu kan dannes, resulterer i en lavere samlet energi og dermed større stabilitet for CH 4 -molekylet. Kulstof danner normalt fire bindinger i de fleste af sine forbindelser.

Antallet af bindinger er nu korrekt, men geometrien er forkert. De tre p-orbitaler (px , py, pz) er orienteret 90 o i forhold til hinanden. Men som det fremgik af VSEPR-teorien, er den observerede H-C-H-bindingsvinkel i det tetraedriske CH 4 -molekyle faktisk 109,5 o . Derfor kan metanmolekylet ikke repræsenteres fyldestgørende ved simpel overlapning af kulstoffets 2s og 2p orbitaler med hvert hydrogenatoms 1s orbitaler.

For at forklare bindingen i metan er det nødvendigt at indføre begrebet hybridisering og hybride atomorbitaler. Hybridisering er blandingen af atomorbitalerne i et atom for at frembringe et sæt af hybridorbitaler. Når hybridisering forekommer, skal det ske som følge af blanding af ikke-ækvivalente orbitaler. Med andre ord kan s- og p-orbitaler hybrideres, men p-orbitaler kan ikke hybrideres med andre p-orbitaler. Hybride orbitaler er de atomare orbitaler, der opnås, når to eller flere ikke-ækvivalente orbitaler fra det samme atom kombineres som forberedelse til bindingsdannelse. I det aktuelle tilfælde af kulstof hybridiserer den enkelte 2s orbital med de tre 2p orbitaler for at danne et sæt af fire hybridorbitaler, kaldet sp 3-hybrider (se figur 3 nedenfor).

Figur 3. Kulstofs sp 3-hybridorbitaler.

Sp 3-hybriderne er alle ækvivalente med hinanden. Rumligt set peger hybridorbitalerne mod de fire hjørner af et tetraeder.

Figur 4.

Processen med sp3-hybridisering er blandingen af en s-orbital med et sæt af tre p-orbitaler for at danne et sæt af fire sp 3-hybridorbitaler. Hver stor lobe af hybridorbitalerne peger på et hjørne af et tetraeder. De fire lapper af hver af sp 3-hybridorbitalerne overlapper derefter med de normale uhybridiserede 1sorbitaler for hvert hydrogenatom for at danne det tetraedriske metanmolekyle.

Ordliste

Hybridorbitaler – sp og sp 2

sp Hybridisering

Et berylliumhydrid (BeH 2 )-molekyle forudsiges at være lineært af VSEPR. Berylliumatomet indeholder alle parrede elektroner og må derfor også undergå hybridisering. En af 2s elektronerne promoveres først til den tomme 2p x orbital (se nedenstående figur).

Figur 5. Promotion af Be 2s elektron.

Nu sker hybridiseringen kun med de besatte orbitaler, og resultatet er et par sp-hybridorbitaler. De to resterende p-orbitaler ( p y og p z ) hybridiserer ikke og forbliver ubesatte (se figur 6 nedenfor).

Figur 6. Be-hybridorbitaler.

Geometrien af sp-hybridorbitalerne er lineær, hvor orbitalernes lober peger i modsatte retninger langs én akse, der arbitrært defineres som x-aksen (se figur 7). Hver kan binde sig med en 1s orbital fra et hydrogenatom for at danne det lineære BeH 2 molekyle.

Figur 7. Processen med sp-hybridisering er blandingen af en s-orbital med en enkelt p-orbital (konventionelt pxorbitalet) for at danne et sæt af to sp-hybrider. De to lapper af sp-hybriderne peger modsat hinanden for at frembringe et lineært molekyle.

Andre molekyler, hvis elektrondomænegeometri er lineær, og for hvilke hybridisering er nødvendig, danner også sp-hybride orbitaler. Eksempler herpå er CO2 og C2H2, som vil blive diskuteret nærmere senere.

sp 2 Hybridisering

Bor-trifluorid (BF 3 ) forudsiges at have en trigonal planar geometri ved VSEPR. Først promoveres en parret 2s elektron til det tomme 2p y orbital (se figur 8).

Figur 8. Promovering af 2s elektron.

Dette efterfølges af hybridisering af de tre besatte orbitaler for at danne et sæt af tre sp 2 hybrider, hvorved 2p z orbitalet forbliver uhybridiseret (se figur 9).

Figur 9. Dannelse af sp 2 orbital.

Geometrien af sp 2 hybridorbitalerne er trigonalplanar, med orbitalenes lober pegende mod hjørnerne af en trekant (se figur 9). Vinklen mellem to hvilken som helst af hybridorbitalernes lapper er 120°. Hver kan binde med en 2 p-orbital fra et fluoratom for at danne det trigonalt plane BF 3-molekyle.

Figur 9.

Processen med sp2-hybridisering er blandingen af en s-orbital med et sæt af to p-orbitaler (p x og p y ) for at danne et sæt af tre sp 2- hybridorbitaler. Hver stor lobe af hybridorbitalerne peger på et hjørne af en plan trekant.

Andre molekyler med en trigonal plan elektrondomænegeometri danner sp 2 hybridorbitaler. Ozon (O 3 ) er et eksempel på et molekyle, hvis elektrondomænegeometri er trigonalplanar, selv om tilstedeværelsen af et lonepar på det centrale oxygen gør molekylgeometrien bøjet. Hybridiseringen af det centrale O-atom i ozon er sp 2 .