Hibridizacija orbitala: razlika između inačica

Inačica od 17. studeni 2021. u 02:33

Hibridizacija je koncept miješanja atomskih orbitala pri čemu se formiraju nove hibridne orbitale (koje imaju drugi oblik, energiju, ...). Hibridnim orbitalama može se objasniti i opisati geometrijski oblik molekule.

Povijest

Kemičar Linus Pauling prvi je razvio teoriju hibridizacije 1931. godine kako bi objasnio strukturu jednostavnih molekula poput metana (CH₄) uz pomoć atomskih orbitala.^[1] Pauling je pokazao da ugljikov atom stvara četiri kemijske veze uz pomoć jedne s i tri p orbitale, pa "može biti pretpostavljeno" da ugljikov atom stvara tri veze pod pravim kutovima (zahvaljujući p orbitalama) i četvrtu, slabiju vezu s orbitale u izabranom smjeru. Metan u stvari ima četiri jednake veze raspoređene pod kutem od 109.5°. Pauling je to pokušao objasniti na sljedeći način: u prisutnosti četiri vodikova atoma, s i p orbitale stvaraju četiri jednake kombinacije, hibridne orbitale, gdje se svaka označava sa sp³ kako bi se naznačio njen sastav, a svaka je usmjerena prema C-H vezi.^[2] Ovaj koncept je razvijen samo za jednostavne spojeve, ali isti je pristup kasnije primijenjen i šire. Polazeći od elektronske konfiguracije, nekada je teško objasniti usmjerenost veza u prostoru. Za opisivanje strukture takvih molekula koristi se koncept hibridizacije. Hibridizacija nije neophodna za opisivanje svih molekula, nego uglavnom nalazi primjenu za opisivanje geometrijskog oblika molekula koji sadrže ugljik, dušik, kisik i fosfor.

Vrste hibridizacije

sp³ hibridizacija

Primjer sp³ hibridizacije je molekula metana CH₄, koji ima tetraedarski oblik.

Atom ugljika u osnovnom stanju ima konfiguraciju:

$C\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \downarrow }{2s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{x}}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{y}}}\;{\frac {\,\,}{2p_{z}}}$

Od četiri valentna elektrona ugljika, dva se nalaze pod pravim kutom (u dvije p orbitale) a druga dva se nalaze u 2s orbitali te nemaju nikakvo usmjerenje u prostoru, dok su u molekuli metana veze usmjerene tetraedarski u prostoru.

Ugljikov atom pri sjedinjavanju najprije prelazi u stanje promocije (tj. jedan 2s elektron prelazi u praznu 2p_z orbitalu):

$C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{x}}}{\frac {\uparrow \,}{2p_{y}}}{\frac {\uparrow \,}{2p_{z}}}$

Nakon toga dolazi do hibridizacije, tj. do ukrštanja ili miješanja jedne 2s i tri 2p orbitale (2p_x 2p_y 2p_z). Pri tome nastaju četiri jednake orbitale usmjerene ka tjemenima tetraedra u prostoru. Ove orbitale nazivaju se sp³ orbitale.

$C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}$

Preciznije rečeno, sp³ hibridne orbitale se dobiju na osnovu rješenja Shrodingerove jednadžbe za konfiguraciju elektrona u pobuđenom stanju tj. nakon promocije, i predstavljaju linerarnu kombinaciju s i p orbitala.

Vezivanjem sa četiri atoma vodika (preklapanjem sp³ hibridnih orbitala ugljika sa 1s orbitalama vodika pri čemu se stvaraju četiri sigma veze) nastaje molekula metana koji ima tetraedarski oblik. sp³ hibridizacija je karakteristična za zasićene ugljikovodike.

Do sp³ hibridizacije dolazi i kod atoma kisika i dušika u molekuli vode i amonijaka. Pri tome u molekuli vode dvije sp³ hibridne orbitale preklopljene su sa 1s orbitalama dva atoma vodika (tj. uspostavljena je kemijska veza) a dvije sp³ hibridne orbitale sadrže dva slobodna elektronska para. Kod molekula amonijaka, jedna sp³ hibridna orbitala sadrži slobodan elektronski par. Slobodni elektronski parovi se odbijaju, a djeluju i na elektrone u preostalim hibridnim orbitalama zbog čega dolazi do smanjivanja kuta između veza.

sp² hibridizacija

Primjer sp² hibridizacije je molekula etena, koji sadrži dvostruku vezu između dva atoma ugljika. U molekuli etena su sp² hibridizirana oba atoma ugljika. Kod atoma ugljika dolazi do miješanja 2s orbitale sa dvije 2p orbitale, pri čemu se dobiju tri sp² hibridne orbitale koje se nalaze u istoj ravnini, a kut između njih iznosi 120°. Također je ostala i jedna 2p orbitala koja nije hibridizirana.

$C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{p}}$

U molekuli etena dva atoma ugljika se međusobno spajaju sigma kovalentnom vezom koja nastaje preklapanjem dvije sp² orbitale i svaki atom ugljika stvara dvije sigma veze sa po dva atoma vodika preklapanjem sp² orbitale ugljika i 1s orbitale vodika. Također se između dva atoma ugljika formira π veza bočnim preklapanjem dvije 2p orbitale koje su uvijek prisutne u dvostrukoj vezi.

sp hibridizacija

Do sp hibridizacije dolazi kod alkina koji sadrže trostruku vezu između dva atoma ugljika. U ovom slučaju 2s orbitala se miješa samo sa jednom 2p orbitalom pri čemu nastaju dvije sp orbitale između kojih je kut od 180°, pa ostaju dvije 2p orbitale koje su nepromijenjene.

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

U molekuli etina između dva atoma ugljika nastaje jedna sigma veza sp–sp preklapanjem i dvije dodatne π veze koje se dobiju bočnim preklapanjem p orbitala. Svaki atom ugljika stvara i jednu sigma vezu sa atomom vodika s–sp preklapanjem.

Hibridizacija i oblik molekula

Hibridizacija može objasniti oblike molekula:

AX₁ (npr. LiH): ne dolazi do hibridizacije; trivijalno linearan oblik
AX₂ (npr. BeCl₂): sp hibridizacija; linearan ili dijagonalan oblik; kut između veza je 180°
- AX₂E (npr. GeF₂): savijen V oblik, kut < 120°
AX₃ (npr. BCl₃): sp² hibridizacija; trigonalni planarni oblik; kutovi između veza su 120°
AX₄ (npr. CCl₄): sp³ hibridizacija; tetraedarski oblik; kutovi između veza su ≈ 109.5°
- AX₃E (npr. NH₃): trigonalno piramidalni oblik; kut između veza je 107° (Slobodni elektronski par neznatno mijenja kut između veza zbog povećanog odbijanja)
AX₅ (npr. PCl₅): sp³d hibridizacija; trigonalno bipiramidalni oblik
AX₆ (npr. SF₆): sp³d² hibridizacija; oktaedarni (ili kvadratno bipiramidalni oblik).

Ako na centralnom atomu ima slobodnih elektronskih parova, kutovi između veza postaju manji zbog povećanog odbijanja. Na primjer u molekuli vode H₂O na atomu kisika postoje dvije veze sa atomima vodika i dva slobodna elektronska para. Model molekule je onda AX₂E₂ i dolazi do sp³ hibridizacije, pa je raspored elektronskih parova u molekuli vode tetraedarski. Kut između veza je 104.5°.

Izvori

↑ Pauling, L. (1931). The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules. 53. str. 1367–1400. doi:10.1021/ja01355a027
↑ L. Pauling The Nature of the Chemical Bond (3rd ed., Oxford University Press 1960) p.111–120.

Vanjske poveznice

Covalent Bonds and Molecular Structure (engl.)
Hybridisation flash movie (engl.)

[1] Pauling, L. (1931). The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules. 53. str. 1367–1400. doi:10.1021/ja01355a027

[2] L. Pauling The Nature of the Chemical Bond (3rd ed., Oxford University Press 1960) p.111–120.

[1]

[2]

@@ Redak 5: / Redak 5: @@
 == Povijest ==
-Kemičar [[Linus Pauling]] prvi je razvio teoriju hibridizacije [[1931.]] godine kako bi objasnio strukturu jednostavnih molekula poput metana (CH<sub>4</sub>) uz pomoć atomskih orbitala.<ref>{{cite book|last=Pauling|first=L.|year=1931|title=The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules|journal=[[Journal of the American Chemical Society]]|volume=53|issue=4|pages=1367–1400|doi=10.1021/ja01355a027}}</ref> Pauling je pokazao da ugljikov atom  stvara četiri kemijske veze uz pomoć jedne s i tri p orbitale, pa "može biti pretpostavljeno" da ugljikov atom stvara tri veze pod pravim kutovima (zahvaljujući  p orbitalama) i četvrtu, slabiju vezu s orbitale u izabranom smjeru. Metan u stvari ima četiri jednake veze raspoređene pod kutem od 109.5°. Pauling je to pokušao objasniti na sljedeći način: u prisutnosti četiri vodikova atoma, s i p orbitale stvaraju četiri jednake kombinacije, ''hibridne'' orbitale, gdje se svaka označava sa sp<sup>3</sup> kako bi se naznačio njen sastav, a svaka je usmjerena prema C-H vezi.<ref>L. Pauling ''The Nature of the Chemical Bond'' (3rd ed., Oxford University Press 1960) p.111–120.</ref> Ovaj koncept je razvijen samo za jednostavne spojeve, ali isti je pristup kasnije primijenjen i šire. Polazeći od [[Elektron|elektronske]] konfiguracije, nekada je teško objasniti usmjerenost veza u prostoru. Za opisivanje strukture takvih molekula koristi se koncept hibridizacije. Hibridizacija nije neophodna za opisivanje svih molekula, nego uglavnom nalazi primjenu za opisivanje geometrijskog oblika molekula koji sadrže [[ugljik]], [[dušik]], [[kisik]] i [[fosfor]].
+Kemičar [[Linus Pauling]] prvi je razvio teoriju hibridizacije [[1931.]] godine kako bi objasnio strukturu jednostavnih molekula poput metana (CH<sub>4</sub>) uz pomoć atomskih orbitala.<ref>{{Citiranje knjige|last=Pauling|first=L.|year=1931|title=The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules|journal=[[Journal of the American Chemical Society]]|volume=53|issue=4|pages=1367–1400|doi=10.1021/ja01355a027}}</ref> Pauling je pokazao da ugljikov atom  stvara četiri kemijske veze uz pomoć jedne s i tri p orbitale, pa "može biti pretpostavljeno" da ugljikov atom stvara tri veze pod pravim kutovima (zahvaljujući  p orbitalama) i četvrtu, slabiju vezu s orbitale u izabranom smjeru. Metan u stvari ima četiri jednake veze raspoređene pod kutem od 109.5°. Pauling je to pokušao objasniti na sljedeći način: u prisutnosti četiri vodikova atoma, s i p orbitale stvaraju četiri jednake kombinacije, ''hibridne'' orbitale, gdje se svaka označava sa sp<sup>3</sup> kako bi se naznačio njen sastav, a svaka je usmjerena prema C-H vezi.<ref>L. Pauling ''The Nature of the Chemical Bond'' (3rd ed., Oxford University Press 1960) p.111–120.</ref> Ovaj koncept je razvijen samo za jednostavne spojeve, ali isti je pristup kasnije primijenjen i šire. Polazeći od [[Elektron|elektronske]] konfiguracije, nekada je teško objasniti usmjerenost veza u prostoru. Za opisivanje strukture takvih molekula koristi se koncept hibridizacije. Hibridizacija nije neophodna za opisivanje svih molekula, nego uglavnom nalazi primjenu za opisivanje geometrijskog oblika molekula koji sadrže [[ugljik]], [[dušik]], [[kisik]] i [[fosfor]].
 == Vrste hibridizacije ==