Хибридизација орбитала

а

Четири -{sp}-³ орбитале.

Три -{sp}-² орбитале.

Хибридизација је концепт мешања атомских орбитала при чему се формирају нове хибридне орбитале. Хибридне орбитале су корисне за објашњење и описивање геометријског облика молекула.

При мијешању -{s}- и -{p}- орбитала, долази до помијерања центра наелектрисања електронског облака у односу на -{s}- орбиталу.

Историјат

Теорију хибридизације је први предложио хемичар Линус Паулинг како би објаснио структуру молекула као што је метан. Према теорији и методи валентне везе, геометријски облик молекула и усмјереност веза у простору посљедица је преклапања атомских орбитала које је утолико повољније уколико може достићи максималну вриједност. Полазећи од електронске конфигурације некада је тешко објаснити усмјереност веза у простору. За описивање структуре таквих молекула користи се концепт хибридизације. Хибридизација није неопходна за описивање свих молекула, него углавном налази примјену за описивање геометријског облика молекула који садрже угљеник, азот, кисеоник и фосфор.

Врсте хибридизације

Хибридизација према броју модификованих атомских орбитала у угљениковом атому може бити:

1. тетраедарска хибридизација - sp3 ( засићена органска једињења )
2. тригонална - sp2 ( незасићена органска једињења са двогубом везом )
3. дигонална - sp ( незасићена органска једињења са трогубом везом )

-{sp}-³ хибридизација

Примјер -{sp}-³ хибридизације је молекул метана -{CH₄}-, који има тетраедарски облик.

Атом угљеника у основном стању има конфигурацију:

$C\frac{\uparrow \downarrow }{1s}\frac{\uparrow \downarrow }{2s}\frac{\uparrow }{2p_x}\frac{\uparrow }{2p_y}\frac{}{2p_z}$

Од четири валентна електрона угљеника два се налазе под правим углом(у двије -{p}- орбитале) а друга два се налазе у -{2s}- орбитали те немају никакво усмјерење у простору, док су у молекулу метана валенце метана усмјерене тетраедарски у простору.

Угљеников атом при сједињавању најприје прелази у стање промоције (тј. један -{2s}- електрон прелази у празну -{2p_z}- орбиталу):

$C^{*}\frac{\uparrow \downarrow }{1s}\frac{\uparrow }{2s}\frac{\uparrow }{2p_x}\frac{\uparrow }{2p_y}\frac{\uparrow }{2p_z}$

Након тога долази до хибридизације, тј. до укрштања или мијешања једне -{2s}- и три -{2p}- орбитале (-{2p_x 2p_y 2p_z}-). При томе настају четири једнаке орбитале усмјерене ка тјеменима тетраедра у простору. Ове орбитале се називају -{sp}-³ орбитале.

$C^{*}\frac{\uparrow \downarrow }{1s}\frac{\uparrow }{s{p}^3}\frac{\uparrow }{s{p}^3}\frac{\uparrow }{s{p}^3}\frac{\uparrow }{s{p}^3}$

Прецизније речено -{sp}-³ хибридне орбитале се добију на основу рјешења Шредингерове једначине за конфигурацију електрона у побуђеном стању, тј. након промоције и представљају линеарну комбинацију -{s}- и -{p}- орбитала.

Везивањем са четири атома водоника (преклапањем -{sp}-³ хибридних орбитала угљеника са -{1s}- орбиталама водоника при чему се стварају четири сигма везе) настаје молекул метана који има тетраедарски облик. -{sp}-³ хибридизација је карактеристична за засићене угљоводонике.

До -{sp}-³ хибридизације долази и код атома кисеоника и азота у молекулу воде и амонијака. При томе у молекулу воде двије -{sp}-³ хибридне орбитале су преклопљене са -{1s}- орбиталама два атома водоника(тј. успостављена је хемијска веза) а двије -{sp}-³ хибридне орбитале садрже два слободна електронска пара. Код молекула амонијака једна -{sp}-³ хибридна орбитала садржи слободан електронски пар. Слободни електронски парови се одбијају, а дјелују и на електроне у преосталим хибридним орбиталама због чега долази до смањивања угла између веза.

-{sp}-² хибридизација

Структура етена.

Примјер -{sp}-² хибридизације је молекул етена, који садржи двоструку везу између два атома угљеника. У молекулу етена су -{sp}-² хибридизована оба атома угљеника. Код атома угљеника долази до мијешања -{2s}- орбитале са двије -{2p}- орбитале, при чему се добију три -{sp}-² хибридне орбитале које се налазе у истој равни а угао између њих је 120° степени. Такође је остала и једна -{2p}- орбитала која није хибридизована.

$C^{*}\frac{\uparrow \downarrow }{1s}\frac{\uparrow }{s{p}^2}\frac{\uparrow }{s{p}^2}\frac{\uparrow }{s{p}^2}\frac{\uparrow }{p}$

У молекулу етена два атома угљеника се међусобно спајају сигма ковалентном везом која настаје преклапањем двије -{sp}-² орбитале и сваки атом угљеника ствара двије сигма везе са по два атома водоника преклапањем -{sp}-² орбитале угљеника и -{1s}- орбитале водоника. Такође се између два атома угљеника формира π веза бочним преклапањем двије -{2p}- орбитале које су нормалне на раван молекула.

-{sp}- хибридизација

До -{sp}- хибридизације долази код алкина који садрже троструку везу између два атома угљеника. У овом случају -{2s}- орбитала се мијеша само са једном -{2p}- орбиталом при чему настају двије -{sp}- орбитале између којих је угао од 180° степени и остају двије -{2p}- орбитале које су непромијењене.

$C^{*}\frac{\uparrow \downarrow }{1s}\frac{\uparrow }{sp}\frac{\uparrow }{sp}\frac{\uparrow }{p}\frac{\uparrow }{p}$

У молекулу етина између два атома угљеника настаје једна сигма веза -{sp–sp}- преклапањем и двије додатне π везе које се добију бочним преклапањем -{p}- орбитала. Сваки атом угљеника ствара и једну сигма везу са атомом водоника -{s–sp}- преклапањем.

Хибридизација и облик молекула

Хибридизација може објаснити облике молекула:

• -{AX₁}- (нпр. -{LiH}-): не долази до хибридизације; тривијално линеаран
• -{AX₂}- (нпр. -{BeCl₂}-): -{sp}- хибридизација линеаран или дијагоналан облик; угао између веза је 180°
  • -{AX₂E}- (нпр. -{GeF₂}-): савијен -{V}- облик, < 120°
• -{AX₃}- (нпр. -{BCl₃}-): -{sp}-² хибридизација; тригонални планарни облик; углови између веза су 120°
• -{AX₄}- (нпр. -{CCl₄}-): -{sp}-³ хибридизација; тетраедарски облик; углови између веза су ≈ 109.5°
  • -{AX₃E}- (нпр. -{NH₃}-): тригонално пирамидални, угао између веза 107° (Слободни електронски пар незнатно мијења угао између веза због повећаног одбијања)
• -{AX₅}-- (нпр. -{PCl₅}-): -{sp³d}- хибридизација; тригонално бипирамидални облик
• -{AX₆}- (нпр. -{SF₆}-): -{sp³d²}- хибридизација; октаедарски (или квадратно бипирамидални облик).

Ако на централном атому има слободних електронских парова онда углови између веза постају мањи због повећаног одбијања. На примјер у молекулу воде -{H₂O}- на атому кисеоника постоје двије везе са атомима водоника и два слободна електронска пара. Модел молекула је онда -{AX₂E₂}- и долази до -{sp}-³ хибридизације и распоред електронских парова у молекулу воде је тетраедарски. Угао између веза је 104.5°.

Литература

• Шаблон:Cite book
• Шаблон:Cite book

Спољашње везе

• -{Covalent Bonds and Molecular Structure}- Шаблон:Wayback (Шаблон:Ен)
• -{Hybridisation flash movie}- (Шаблон:Ен)