Name: covalent bond overlap and orbital hybridization
Uploaded: 2025-05-22T09:05:33.000Z
Duration: 2 min 38 s
Channel: JoVE

تقترح نظرية رابطة التكافؤ أن الرابطة الكيميائية تنتج من خلال تداخل المدارات الذرية المملوءة جزئيا ، بما في ذلك تلك الأخرى غير المدار الكروي.
عندما تتشكل رابطة واحدة بين مدارين غير كرويين ، سيكون للمدارين تداخل وجها لوجه.
يسمى نوع الرابطة التساهمية التي تتكون من التداخل من رأس إلى رأس للمدارات الذرية برابطة سيجما.
لا يمكن للمدارات s و p المتداخلة لتشكيل روابط تساهمية أن تنتج الأشكال الجزيئية المختلفة في نموذج VSEPR. تساعد نظرية رابطة التكافؤ في تفسير هذه الهندسة الجزيئية من خلال تهجين أو خلط المدارات الذرية.
تتحد بعض المدارات الذرية المشاركة في الترابط لتشكيل مدارات جديدة تكون أشكالها مزيجا من النسخ الأصلية. العدد الأولي للمدارات الذرية وعدد المدارات الهجينة المتولدة هو نفسه دائما.
المدارات الهجينة لها شكل مختلف عن المدارات الذرية المكونة لها ، مع وجود فص واحد أكبر بكثير من الآخر. وبالتالي ، فإن كثافة احتمال الإلكترون تتركز بشكل كبير في فص اتجاهي ، مما يؤدي إلى تداخل أكثر فعالية مع مدارات الذرات الأخرى. من أجل الوضوح ، غالبا ما تظهر هذه المدارات بدون الفصوص الصغيرة.
على سبيل المثال ، في الحالة المثارة للكربون ، تخضع المدارات الواحدة s والثلاثة p التي تحتوي على الإلكترونات الأربعة غير المزاوجة للتهجين ، مما ينتج عنه أربعة مدارات هجينة مكافئة s-p-three تشغل رؤوس رباعي السطوح العادي.
يولد خلط مدارات s واثنين من p في الحالة المثارة للكربون ثلاثة مدارات هجينة مكافئة s-p-two ذات هندسة مستوية مثلثية.
وبالمثل ، يمكن أن يؤدي تهجين مدار s ومدار p إلى إنشاء مدارين sp موجهين بزاوية 180 درجة لبعضهما البعض. 
يوفر مفهوم التهجين أيضا تفسيرا لتكوين روابط متعددة. يؤدي التداخل الجانبي لمدارين p إلى ظهور رابطة pi.
ومع ذلك ، لا يمكن تكوين رابطة pi إلا في روابط مزدوجة وثلاثية عندما تكون رابطة سيجما موجودة بالفعل بين ذرتين. نظرا لوجود رابطة pi على جانبي المحور بين النوى ، فإن روابط pi غير قادرة على الدوران حول هذا المحور.

نظرية رابطة التكافؤ والمدارات المهجنة

Valence Bond Theory and Hybridized Orbitals

<div style="direction:rtl">وفقا لنظرية رابطة التكافؤ، تنشأ الرابطة التساهمية عندما: (1) يتداخل مدار ذرة واحدة مع مدار ذرة ثانية، و (2) تتحد الإلكترونات المفردة في كل مدار لتشكل زوجًا من الإلكترونات. تعتمد قوة الرابطة التساهمية على مدى تداخل المدارات المعنية. يكون الحد الأقصى للتداخل ممكنًا عندما تتداخل المدارات على خط مباشر بين النواتين. الرابطة σ (الرابطة الأحادية في بنية لويس) هي رابطة تساهمية تتركز فيها الكثافة الإلكترونية في المنطقة على طول المحور النووي. الرابطة π هي رابطة تساهمية تنتج عن التداخل جنبًا إلى جنب بين مدارين p. في الرابطة π، تقع مناطق التداخل المداري على جوانب متقابلة من المحور النووي، في حين توجد عقدة (مستوى لا يوجد به احتمال للعثور على إلكترون) على طول المحور. جميع الروابط المفردة هي روابط σ، بينما تتكون الروابط المتعددة من روابط σ وπ. عندما ترتبط الذرات معًا في جزيء، يمكن للدوال الموجية للمدارات الذرية أن تتحد لإنتاج أوصاف رياضية جديدة لها أشكال مختلفة. تُسمى هذه العملية بالتهجين ويتم إنجازها رياضيًا عن طريق التركيب الخطي للمدارات الذرية. تسمى المدارات الجديدة الناتجة المدارات الهجينة. تختلف أشكال واتجاهات المدارات الهجينة، التي تتشكل فقط في الذرات المرتبطة تساهميًا، عن تلك الموجودة في المدارات الذرية في الذرات المعزولة. عدد المدارات الهجينة يساوي عدد المدارات الذرية التي تم دمجها لتوليدها. جميع المدارات في مجموعة المدارات الهجينة متكافئة في الشكل والطاقة، ويتم التنبؤ باتجاهها من خلال نظرية VSEPR. تتداخل المدارات الهجينة لتشكل روابط σ، بينما تتداخل المدارات غير المهجنة لتشكل روابط π. على سبيل المثال، في الحالة المثارة للكربون، يخضع المدار 2s والمدارات الثلاثة 2p للتهجين مما يؤدي إلى أربع مدارات هجينة متكافئة sp3 موجهة بشكل رباعي الأوجه. في جزيء الميثان، يتداخل المدار 1s لكل من ذرات الهيدروجين الأربع مع أحد المدارات الأربعة sp3 لذرة الكربون لتكوين رابطة سيجما (σ). وبالمثل، فإن اختلاط مدار 2s واثنين من مدارات 2p من الكربون يولد ثلاث مدارات هجينة مكافئة sp2 ذات شكل هندسي مثلثي مستوٍ، في حين أن تهجين مدار 2s وواحد من مدارات 2p يخلق مدارين sp موجهين بزاوية 180 درجة لبعضهما البعض. بالنسبة للذرات التي تحتوي على مدارات d في مداراتها الفرعية، فإن تهجين خمس مدارات ذرية في غلاف التكافؤ (واحدة s، وثلاثة p، وواحدة من المدارات d) يعطي خمس مدارات هجينة sp3d ذات هندسة ثلاثية الهرمية. يتم الحصول على ترتيب ثماني الأوجه لست مدارات هجينة عن طريق اختلاط ست مدارات ذرية ذات غلاف تكافؤ (واحدة s، وثلاثة p، واثنان من المدارات d)، مما ينتج ست مدارات هجينة sp3d2. تم اقتباس هذا النص من <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/8-1-valence-bond-theory">Openstax, Chemistry 2e, Section 8.1 Valence Bond Theory</a> and <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/8-2-hybrid-atomic-orbitals">Section 8.2 Hybrid Atomic Orbitals</a>.</div>

وفقا لنظرية رابطة التكافؤ ، تنتج الرابطة التساهمية عندما: (1) يتداخل مدار على ذرة واحدة مع مدار على ذرة ثانية ، و (2) المدار الفردي ...

valence-bond-theory-and-hybridized-orbitals

Education

JoVE Core

Organic Chemistry

الكيمياء العضوية

Unit 1

الوحدة الأولى

Covalent Bonding and Structure

الترابط التساهمي والبنية

KEY TERMS AND CONCEPTS

المصطلحات والمفاهيم الأساسية

covalent bond overlap and orbital hybridization

Covalent bonds form when orbitals on two atoms overlap and their single electrons pair up. The bond is stronger when the overlap is greater. Maximum overlap happens when the orbitals meet along a direct line between the two nuclei.

A sigma bond, or σ bond, is the kind of covalent bond found in a single bond in a Lewis structure. In a σ bond, electron density is concentrated along the internuclear axis. A pi bond, or π bond, forms when two p orbitals overlap side by side. In a π bond, the overlap lies on opposite sides of the internuclear axis, and a node with no electron probability lies along the axis. Single bonds are σ bonds, while multiple bonds include both σ and π bonds.

When atoms join in a molecule, atomic orbital wave functions can combine to make new orbital shapes. This process is called hybridization, and it is described by the linear combination of atomic orbitals. The new orbitals are called hybrid orbitals. They form only in covalently bonded atoms, and their shapes and orientations differ from those of atomic orbitals in isolated atoms. The number of hybrid orbitals matches the number of atomic orbitals used to make them. Orbitals in one hybrid set have the same shape and energy, and their directions follow VSEPR theory. Hybrid orbitals form σ bonds, while unhybridized orbitals form π bonds.

Carbon shows this pattern clearly. In its excited state, one 2s orbital and three 2p orbitals hybridize to form four equivalent sp3 orbitals arranged tetrahedrally. In methane, each hydrogen 1s orbital overlaps with one carbon sp3 orbital to make a σ bond. One 2s orbital and two 2p orbitals can also mix to make three equivalent sp2 orbitals with trigonal planar geometry. When one 2s orbital mixes with one 2p orbital, two sp orbitals form and point 180° apart.

Atoms with d orbitals in the valence shell can form larger hybrid sets. Mixing five valence shell atomic orbitals, one s, three p, and one d, gives five sp3d hybrid orbitals with trigonal bipyramidal geometry. Mixing six valence shell atomic orbitals, one s, three p, and two d, gives six sp3d2 hybrid orbitals with octahedral geometry.

Covalent Bond Overlap and Orbital Hybridization

covalent-bond-overlap-and-orbital-hybridization

what is organic chemistry?

Carbon Compounds in Everyday Life

Organic chemistry focuses on carbon compounds called organic compounds. These compounds may come from living things or be made by chemists. Carbon is the main element in them, and it bonds with other carbon atoms as well as hydrogen, oxygen, nitrogen, and sulfur. Carbon can form up to four strong bonds. That ability lets carbon atoms build chains and rings of many sizes, shapes, and levels of complexity. Not every carbon-containing substance is classified as organic. Carbonates, cyanides, and...

electronic structure of atoms

Atomic Orbitals and Quantum Numbers

Atomic orbitals and quantum numbers describe how electrons are arranged around the nucleus. An atom has a small, positively charged nucleus with electrons surrounding it. The nucleus contains protons and neutrons, and the quantum mechanical model gives a better picture of this structure than older models. Protons carry a +1 charge and have a mass of 1.0073 amu. Neutrons have no charge and have a mass of 1.0087 amu. Electrons carry a −1 charge and have a mass of 0.00055 amu. The number of...

electron configurations

How Electrons Fill Atomic Orbitals

Electron filling in atoms follows a set order based on orbital energy. The Aufbau principle says each new electron enters the lowest-energy subshell available. The Pauli exclusion principle says no two electrons can share the same set of four quantum numbers. Hund’s rule of maximum multiplicity says electrons stay unpaired in equal-energy orbitals when possible. The order of filling follows the relative energies of the subshells. A common sequence is 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, and so on.

chemical bonds

Chemical Bonds: Types and Strength

Chemical bonds help atoms reach a full valence shell like the nearest noble gas. The main bond types are ionic, covalent, and metallic. Bond energy and bond length also help explain how strong a bond is. An ionic bond forms from electrostatic attraction between cations and anions. In many cases, one atom transfers electrons to another atom, and the ions form from that transfer. Ionic bonds have no defined direction because the attraction spreads evenly through three-dimensional space. A...

polar covalent bonds

Electronegativity in Polar Covalent Bonds

Polar covalent bonds form when atoms share electrons unevenly. This happens in covalent bonds between atoms that have similar, but not identical, tendencies to attract electrons. Nonmetal atoms often make these bonds with other nonmetals. Hydrogen gas, H2, is a simple example of a covalent bond between two hydrogen atoms. A covalent bond begins when two atoms move close enough for their valence orbitals to overlap. In hydrogen, the 1s orbitals overlap and the single electrons on each atom...

lewis structures and formal charges

Lewis Structures, Bonds, and Formal Charge

Lewis structures show how atoms share electrons in covalent bonds and in polyatomic ions. Lewis symbols help draw these structures, and the periodic table helps predict how many valence electrons an atom has and how many bonds it can form to reach an octet. Group 18 elements, such as argon and helium, already have filled electron configurations. They rarely take part in chemical bonding. Atoms in group 17, such as bromine and iodine, need one more electron to reach an octet, so they can form...

vsepr theory

Molecular Shapes from Electron Pairs

Molecular shape can be predicted from the way electron pairs arrange around a central atom. Valence shell electron-pair repulsion theory, or VSEPR theory, uses a Lewis structure to count bonding pairs and lone electron pairs. The main idea is simple: electron pairs spread out as far as possible to reduce repulsion. In a molecule, the valence electrons around the central atom can be bonding pairs or lone pairs. Bonding pairs are found mainly between bonded atoms. Lone pairs stay on one atom and...

molecular geometry and dipole moments

Predicting Shape and Molecular Polarity

Molecular shape and molecular polarity can be predicted with VSEPR theory and dipole moments. Start by writing the Lewis structure of the molecule or polyatomic ion. Then count the electron groups around the central atom. Lone pairs and bonds both count as electron groups, and a single, double, or triple bond each counts as one region of electron density. Use that count to identify the electron-pair geometry. Next, use the number of lone pairs to determine the molecular structure. If more than...

resonance and hybrid structures

Resonance in Nitrite and Carbonate Ions

Resonance explains why some Lewis structures do not match the measured properties of a molecule or ion. When two or more Lewis structures have the same atom arrangement, the real electron distribution is an average of the structures shown. The nitrite anion, NO2−, is one example. It can be drawn in two ways, with the N–O and N=O bonds in different places. If nitrite had one single bond and one double bond, the two bond lengths should be different, because a double bond is shorter and stronger...

valence bond theory and hybridized orbitals

Covalent bonds form when orbitals on two atoms overlap and their single electrons pair up. The bond is stronger when the overlap is greater. Maximum overlap happens when the orbitals meet along a direct line between the two nuclei. A sigma bond, or σ bond, is the kind of covalent bond found in a single bond in a Lewis structure. In a σ bond, electron density is concentrated along the internuclear axis. A pi bond, or π bond, forms when two p orbitals overlap side by side. In a π bond, the...

mo theory and covalent bonding

Bond Order and Molecular Orbitals

Molecular orbital theory explains how electrons are arranged in molecules. It treats electron regions in a molecule much like atomic orbitals in an atom. A molecular orbital is the region of space where a valence electron is most likely to be found. Molecular orbitals form through the linear combination of atomic orbitals, or LCAO. When atomic wave functions combine in phase, they create regions with high electron density. When they combine out of phase, they create nodes, or regions with no...

intermolecular forces and physical properties

intermolecular-forces-and-physical-properties

How Intermolecular Forces Affect Matter

Intermolecular forces are the attractions between molecules, and they help explain how matter behaves. These forces influence melting points, boiling points, and whether substances mix with one another. Water has a much higher boiling point than hexane, which shows that water has stronger intermolecular forces. Three main kinds of intermolecular interactions are covered here. They include ion-dipole forces, dipole-dipole interactions, and van der Waals forces, which include London dispersion...

solubility

Why Some Substances Dissolve in Water

Solution formation depends on how solutes and solvents interact. A solution is a homogeneous mixture made of a solvent, which is the larger part, and a solute, which is the smaller part. The physical state of a solution is usually the same as the solvent. Concentration is often described as dilute for a low amount of solute or concentrated for a high amount of solute. When a solute dissolves, its particles are surrounded by solvent species. This process is called solvation. If water is the...

introduction to functional groups

Functional Groups and Organic Molecules

Functional groups are groups of atoms with specific chemical properties that appear within organic molecules. They are sometimes shown as "R." These groups sit along the carbon backbone of macromolecules, which can form chains or rings of carbon atoms. Functional groups help functionalize a compound. That means they can give the molecule different physical and chemical properties. In organic chemistry, this change in group structure can strongly affect how a compound behaves. Common...

overview of advanced functional groups

Advanced Functional Groups in Organic Chemistry

Advanced functional groups are atom clusters in organic molecules that give those molecules specific chemical properties. They are sometimes shown as "R" in formulas. By changing the atoms attached to a carbon skeleton, a functional group can make a compound behave differently in physical and chemical reactions. This topic covers several major classes of organic compounds with advanced functional groups. Aromatic hydrocarbons include benzene. Phenol is another example and is also called...

key terms and concepts

Learn how orbital overlap forms sigma and pi bonds, then see how hybridization creates sp3, sp2, sp, sp3d, and sp3d2 orbitals in molecules.

Covalent Bond Overlap and Orbital Hybridization | JoVE K12

organic chemistry

JoVE Core Organic Chemistry explains basic concepts of stereochemistry, reactions, and mechanisms using concise and easy-to-understand animated video lessons. Additionally, the scientist-in-action videos demonstrate the application of related concepts in classical and original research experiments performed in today's laboratories worldwide.

Covalent Bond Overlap and Orbital Hybridization

Description

Transcript

Tags