10.6: Hybrydyzacja orbitali atomowych I

Wyrażenie matematyczne znane jako funkcja falowa, ψ, zawiera informacje o każdym orbicie i falowych właściwościach elektronów w izolowanym atomie. Kiedy atomy są połączone ze sobą w cząsteczce, funkcje falowe łączą się, tworząc nowe opisy matematyczne, które mają różne kształty. Ten proces łączenia funkcji falowych dla orbitali atomowych nazywa się hybrydyzacją i jest matematycznie realizowany przez liniową kombinację orbitali atomowych. Powstałe w ten sposób nowe orbitale nazywane są orbitalami hybrydowymi.

Zrozumienie hybrydyzacji orbitalnej atomowej

Następujące idee są ważne dla zrozumienia hybrydyzacji:

1. Orbitale hybrydowe nie występują w izolowanych atomach. Powstają tylko w atomach związanych kowalencyjnie.
2. Orbitale hybrydowe mają kształty i orientacje, które bardzo różnią się od orbitali atomowych w izolowanych atomach.
3. Zestaw orbitali hybrydowych jest generowany przez połączenie orbitali atomowych. Liczba orbitali hybrydowych w zestawie jest równa liczbie orbitali atomowych, które zostały połączone w celu wytworzenia zestawu.
4. Wszystkie orbitale w zestawie orbitali hybrydowych są równoważne pod względem kształtu i energii.
5. Rodzaj orbitali hybrydowych utworzonych w związanym atomie zależy od jego geometrii par elektronów, zgodnie z przewidywaniami teorii VSEPR.
6. Orbitale hybrydowe nakładają się na siebie, tworząc wiązania σ. Niehybrydyzowane orbitale nakładają się na siebie, tworząc wiązania π.

W kolejnych sekcjach omówimy popularne typy orbitali hybrydowych.

sp Hybrydyzacja

Atom berylu w gazowej cząsteczce BeCl₂ jest przykładem atomu centralnego bez samotnych par elektronów w układzie liniowym trzech atomów. W cząsteczce BeCl₂ znajdują się dwa obszary gęstości elektronów walencyjnych, które odpowiadają dwóm kowalencyjnym wiązaniom Be-Cl. Aby pomieścić te dwie domeny elektronowe, dwa z czterech orbitali walencyjnych atomu Be zmieszają się, aby uzyskać dwa orbitale hybrydowe. Ten proces hybrydyzacji polega na zmieszaniu orbitalu walencyjnego s z jednym z orbitali walencyjnych p w celu uzyskania dwóch równoważnych orbitali hybrydowych sp, które są zorientowane w geometrii liniowej. Zestaw orbitali sp wydaje się mieć kształt podobny do oryginalnego orbitalu p, ale istnieje istotna różnica. Liczba połączonych orbitali atomowych zawsze jest równa liczbie utworzonych orbitali hybrydowych. Orbital p to jeden orbital, który może pomieścić do dwóch elektronów. Zestaw sp to dwa równoważne orbitale, które są skierowane 180° od siebie. Dwa elektrony, które pierwotnie znajdowały się na orbicie s, są teraz rozprowadzane na dwa orbitale sp, które są wypełnione w połowie. W gazowym BeCl₂ te do połowy wypełnione orbitale hybrydowe będą nakładać się na orbitale atomów chloru, tworząc dwa identyczne wiązania σ.

Kiedy orbitale atomowe hybrydyzują, elektrony walencyjne zajmują nowo utworzone orbitale. Atom Be miał dwa elektrony walencyjne, więc każdy z orbitali sp otrzymuje jeden z tych elektronów. Każdy z tych elektronów łączy się w pary z niesparowanym elektronem na atomie chloru, gdy orbital hybrydowy i orbital chloru nakładają się na siebie podczas tworzenia wiązań Be-Cl.

Każdy centralny atom otoczony tylko dwoma obszarami gęstości elektronów walencyjnych w cząsteczce będzie wykazywał hybrydyzację sp. Inne przykłady obejmują atom rtęci w liniowej cząsteczce HgCl₂, atom w Zn(CH₃)₂, który zawiera liniowy układ C-Zn-C oraz atomy węgla w HCCH i CO2.

sp² Hybrydyzacja

Orbitale walencyjne centralnego atomu otoczonego trzema obszarami gęstości elektronowej składają się z zestawu trzech orbitali hybrydowych sp² i jednego niezhybrydyzowanego orbitalu p. Ten układ wynika z hybrydyzacji sp², mieszania jednego orbitalu s i dwóch orbitali p w celu wytworzenia trzech identycznych orbitali hybrydowych zorientowanych w trygonalnej geometrii płaskiej.

Obserwowana struktura cząsteczki boranu, BH₃, sugeruje hybrydyzację sp² dla boru w tym związku. Cząsteczka jest trygonalnie płaska, a atom boru jest zaangażowany w trzy wiązania z atomami wodoru. Trzy elektrony walencyjne atomu boru na trzech orbitalach hybrydowych sp² są redystrybuowane, a każdy elektron boru łączy się z elektronem wodoru, gdy tworzą się wiązania B-H.

Każdy centralny atom otoczony trzema obszarami gęstości elektronowej będzie wykazywał hybrydyzację sp². Obejmuje to cząsteczki z samotną parą na centralnym atomie, takie jak ClNO, lub cząsteczki z dwoma pojedynczymi wiązaniami i podwójnym wiązaniem połączonym z centralnym atomem, jak w formaldehydzie,_CH2O, i etenie,_H2CCH2.

sp³ Hybrydyzacja

Orbitale walencyjne atomu otoczone czworościennym układem par wiążących i samotnych par składają się z zestawu czterech orbitali hybrydowych sp³. Hybrydy powstają w wyniku zmieszania jednego orbitalu s i wszystkich trzech orbitali p, co daje cztery identyczne orbitale hybrydowe sp³. Każdy z tych hybrydowych orbitali wskazuje inny róg czworościanu.

Cząsteczka metanu,_CH4, składa się z atomu węgla otoczonego czterema atomami wodoru w rogach czworościanu. Atom węgla w metanie wykazuje hybrydyzację sp³. Cztery elektrony walencyjne atomu węgla są równomiernie rozmieszczone na orbitalach hybrydowych, a każdy elektron węgla łączy się z elektronem wodoru, gdy tworzą się wiązania C-H.

W cząsteczce metanu orbital 1s każdego z czterech atomów wodoru nakłada się na jeden z czterech orbitali sp³ atomu węgla, tworząc wiązanie sigma (σ). Powoduje to powstanie czterech silnych, równoważnych wiązań kowalencyjnych między atomem węgla a każdym z atomów wodoru w celu wytworzenia cząsteczki metanu CH₄.

Orbital hybrydowy sp³ może również zawierać samotną parę elektronów. Na przykład atom azotu w amoniaku jest otoczony trzema parami wiązań i samotną parą elektronów skierowanych do czterech rogów czworościanu. Atom azotu jest sp³ hybrydyzowany z jednym orbitalem hybrydowym zajmowanym przez samotną parę.

Struktura molekularna wody jest zgodna z czworościennym układem dwóch samotnych par i dwóch par wiążących elektronów. Mówimy więc, że atom tlenu jest zhybrydyzowany sp³, przy czym dwa orbitale hybrydowe są zajęte przez samotne pary, a dwa przez pary wiążące. Ponieważ samotne pary zajmują więcej miejsca niż pary wiążące, struktury, które zawierają samotne pary, mają kąty wiązania nieco zniekształcone od ideału. Idealne struktury czworościenne mają kąty 109,5°, ale kąty obserwowane w amoniaku (107,3°) i wodzie (104,5°) są nieco mniejsze. Inne przykłady hybrydyzacji sp3 to CCl₄, PCl₃ i NCl₃.

Ten tekst został zaadaptowany z Openstax, Chemistry 2e, Section 8.2: Hybrid Atomic Orbitals.