Хибридизација орбитала

Хибридизација је концепт мешања атомских орбитала при чему се формирају нове хибридне орбитале.^[1] Хибридне орбитале су корисне за објашњење и описивање геометријског облика молекула.^[2]^[3]

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

Историјат[уреди | уреди извор]

Теорију хибридизације је први предложио хемичар Линус Паулинг како би објаснио структуру молекула као што је метан.^[4] 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[уреди | уреди извор]

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

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

sp³ хибридизација[уреди | уреди извор]

Примјер sp³ хибридизације је молекул метана CH₄, који има тетраедарски облик.

Атом угљеника у основном стању има конфигурацију:

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

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):

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

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 sp³ орбитале.

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

Прецизније речено sp³ хибридне орбитале се добију на основу рјешења Шредингерове једначине за конфигурацију електрона у побуђеном стању^[5], тј. након промоције и представљају линерарну комбинацију s и p орбитала.^[6]

Везивањем са четири атома водоника (преклапањем sp³ хибридних орбитала угљеника са 1s орбиталама водоника при чему се стварају четири сигма везе) настаје молекул метана који има тетраедарски облик. sp³ хибридизација је карактеристична за засићене угљоводонике.

До sp³ хибридизације долази и код атома кисеоника и азота у молекулу воде и амонијака. При томе у молекулу воде двије sp³ хибридне орбитале су преклопљене са 1s орбиталама два атома водоника(тј. успостављена је хемијска веза) а двије sp³ хибридне орбитале садрже два слободна електронска пара. Код молекула амонијака једна sp³ 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.

sp² хибридизација[уреди | уреди извор]

Примјер sp² хибридизације је молекул етена, који садржи двоструку везу између два атома угљеника. У молекулу етена су sp² хибридизована оба атома угљеника. Код атома угљеника долази до мијешања 2s орбитале са двије 2p орбитале, при чему се добију три sp² 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.

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

У молекулу етена два атома угљеника се међусобно спајају сигма ковалентном везом која настаје преклапањем двије sp² орбитале и сваки атом угљеника ствара двије сигма везе са по два атома водоника преклапањем sp² 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[уреди | уреди извор]

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.

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

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[уреди | уреди извор]

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): sp² хибридизација; тригонални планарни облик; углови између веза су 120°
AX₄ (нпр. CCl₄): sp³ 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 двује везе са атомима водоника и два слободна електронска пара. Модел молекула је онда AX₂E₂ и долази до sp³ хибридизације и распоред електронских парова у молекулу воде је тетраедарски. Угао између веза је 104.5°.

Извори[уреди | уреди извор]

^ Clayden, Jonathan; Greeves, Nick; Warren, Stuart; Wothers, Peter (2001). Organic Chemistry (I изд.). Oxford University Press. ISBN 978-0-19-850346-0.
^ Pauling, Linus (1988). General chemistry. Mineola, NY: Dover Publications, Inc. ISBN 978-0-486-65622-9.
^ Pauling, Linus (1954). „Modern structural chemistry, Nobel Lecture” (pdf). ^{[мртва веза]}
^ 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”. J. Am. Chem. Soc. 53: 1367—1400.
^ Wilson, E. J. N.; Pauling, Linus (1985). Introduction to quantum mechanics: with applications to chemistry. New York: Dover Publications. ISBN 978-0-486-64871-2.
^ McMurry John E. (1992). Fundamentals of Organic Chemistry (3rd изд.). Belmont: Wadsworth. ISBN 0-534-16218-5.

Литература[уреди | уреди извор]

Pauling, Linus (1988). General chemistry. Mineola, NY: Dover Publications, Inc.
Wilson, E. J. N.; Pauling, Linus (1985). Introduction to quantum mechanics: with applications to chemistry. New York: Dover Publications.

Спољашње везе[уреди | уреди извор]

Covalent Bonds and Molecular Structure Архивирано на сајту Wayback Machine (10. фебруар 2009) ((језик: енглески))
Hybridisation flash movie ((језик: енглески))

[1] Clayden, Jonathan; Greeves, Nick; Warren, Stuart; Wothers, Peter (2001). Organic Chemistry (I изд.). Oxford University Press. ISBN 978-0-19-850346-0.

[isbn0-486-65622-5-2] Pauling, Linus (1988). General chemistry. Mineola, NY: Dover Publications, Inc. ISBN 978-0-486-65622-9.

[url130.242.18.21-3] Pauling, Linus (1954). „Modern structural chemistry, Nobel Lecture” (pdf). ^{[мртва веза]}

[4] 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”. J. Am. Chem. Soc. 53: 1367—1400.

[isbn0-486-64871-0-5] Wilson, E. J. N.; Pauling, Linus (1985). Introduction to quantum mechanics: with applications to chemistry. New York: Dover Publications. ISBN 978-0-486-64871-2.

[6] McMurry John E. (1992). Fundamentals of Organic Chemistry (3rd изд.). Belmont: Wadsworth. ISBN 0-534-16218-5.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

Нормативна контрола
Државне	Немачка Чешка
Остале	Енциклопедија Британика 2