Hibridizacija orbitala

Hibridizacija je koncept mešanja atomskih orbitala pri čemu se formiraju nove hibridne orbitale.^[1] Hibridne orbitale su korisne za objašnjenje i opisivanje geometrijskog oblika molekula.^[2]^[3]

Pri miješanju s i p orbitala, dolazi do pomijeranja centra naelektrisanja elektronskog oblaka u odnosu na s orbitalu.

Istorijat

Teoriju hibridizacije je prvi predložio hemičar Linus Pauling kako bi objasnio strukturu molekula kao što je metan.^[4] Prema teoriji i metodi valentne veze, geometrijski oblik molekula i usmjerenost veza u prostoru posljedica je preklapanja atomskih orbitala koje je utoliko povoljnije ukoliko može dostići maksimalnu vrijednost. 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 ugljenik, azot, kiseonik i fosfor.

Vrste hibridizacije

Hibridizacija prema broju modifikovanih atomskih orbitala u ugljenikovom atomu može biti:

tetraedarska hibridizacija - sp3 ( zasićena organska jedinjenja )
trigonalna - sp2 ( nezasićena organska jedinjenja sa dvogubom vezom )
digonalna - sp ( nezasićena organska jedinjenja sa trogubom vezom )

sp³ hibridizacija

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

Atom ugljenika 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 ugljenika dva se nalaze pod pravim uglom(u dvije p orbitale) a druga dva se nalaze u 2s orbitali te nemaju nikakvo usmjerenje u prostoru, dok su u molekulu metana valence metana usmjerene tetraedarski u prostoru.

Ugljenikov 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 se nazivaju 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 Šredingerove jednačine za konfiguraciju elektrona u pobuđenom stanju^[5], tj. nakon promocije i predstavljaju linerarnu kombinaciju s i p orbitala.^[6]

Vezivanjem sa četiri atoma vodonika (preklapanjem sp³ hibridnih orbitala ugljenika sa 1s orbitalama vodonika pri čemu se stvaraju četiri sigma veze) nastaje molekul metana koji ima tetraedarski oblik. sp³ hibridizacija je karakteristična za zasićene ugljovodonike.

Do sp³ hibridizacije dolazi i kod atoma kiseonika i azota u molekulu vode i amonijaka. Pri tome u molekulu vode dvije sp³ hibridne orbitale su preklopljene sa 1s orbitalama dva atoma vodonika(tj. uspostavljena je hemijska 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 ugla između veza.

sp² hibridizacija

Struktura etena.

Primjer sp² hibridizacije je molekul etena, koji sadrži dvostruku vezu između dva atoma ugljenika. U molekulu etena su sp² hibridizovana oba atoma ugljenika. Kod atoma ugljenika dolazi do miješanja 2s orbitale sa dvije 2p orbitale, pri čemu se dobiju tri sp² hibridne orbitale koje se nalaze u istoj ravni a ugao između njih je 120° stepeni. Takođe je ostala i jedna 2p orbitala koja nije hibridizovana.

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

U molekulu etena dva atoma ugljenika se međusobno spajaju sigma kovalentnom vezom koja nastaje preklapanjem dvije sp² orbitale i svaki atom ugljenika stvara dvije sigma veze sa po dva atoma vodonika preklapanjem sp² orbitale ugljenika i 1s orbitale vodonika. Takođe se između dva atoma ugljenika formira π veza bočnim preklapanjem dvije 2p orbitale koje su normalne na ravan molekula.

sp hibridizacija

Do sp hibridizacije dolazi kod alkina koji sadrže trostruku vezu između dva atoma ugljenika. U ovom slučaju 2s orbitala se miješa samo sa jednom 2p orbitalom pri čemu nastaju dvije sp orbitale između kojih je ugao od 180° stepeni i 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 molekulu etina između dva atoma ugljenika nastaje jedna sigma veza sp–sp preklapanjem i dvije dodatne π veze koje se dobiju bočnim preklapanjem p orbitala. Svaki atom ugljenika stvara i jednu sigma vezu sa atomom vodonika s–sp preklapanjem.

Hibridizacija i oblik molekula

Hibridizacija može objasniti oblike molekula:

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

Ako na centralnom atomu ima slobodnih elektronskih parova onda uglovi između veza postaju manji zbog povećanog odbijanja. Na primjer u molekulu vode H₂O na atomu kiseonika postoje dvuje veze sa atomima vodonika i dva slobodna elektronska para. Model molekula je onda AX₂E₂ i dolazi do sp³ hibridizacije i raspored elektronskih parova u molekulu vode je tetraedarski. Ugao između veza je 104.5°.

Izvori

^ Clayden, Jonathan; Greeves, Nick; Warren, Stuart; Wothers, Peter (2001). Organic Chemistry (I izd.). 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). ^{[mrtva veza]}
^ 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 izd.). Belmont: Wadsworth. ISBN 0-534-16218-5.

Literatura

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.

Spoljašnje veze

Covalent Bonds and Molecular Structure Arhivirano na sajtu Wayback Machine (10. februar 2009) ((jezik: engleski))
Hybridisation flash movie ((jezik: engleski))

[1] Clayden, Jonathan; Greeves, Nick; Warren, Stuart; Wothers, Peter (2001). Organic Chemistry (I izd.). 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). ^{[mrtva veza]}

[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 izd.). Belmont: Wadsworth. ISBN 0-534-16218-5.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]