Die chemische Hybridisierung ist die "Mischung" der Atomorbitale, deren Konzept 1931 vom Chemiker Linus Pauling eingeführt wurde, um Unvollkommenheiten der Theorie der Valenzbindung (TEV) abzudecken. Welche Unvollkommenheiten? Dies sind: Molekülgeometrien und äquivalente Bindungslängen in Molekülen wie Methan (CH 4 ).
Laut TEV bilden die C-Atomorbitale in Methan vier σ-Bindungen mit vier H-Atomen. Die 2p-Orbitale mit Formformen (unteres Bild) von C stehen senkrecht zueinander, daher sollte das H einige betragen von anderen in einem Winkel von 90º.
Zusätzlich bindet das 2s (sphärische) Orbital von C in einem Winkel von 135º zu den anderen drei H an das 1s-Orbital von H. Experimentell wurde jedoch gefunden, dass die Winkel in CH 4 109,5º betragen und dass Darüber hinaus sind die Längen der CH-Bindungen äquivalent.
Um dies zu erklären, muss eine Kombination der ursprünglichen Atomorbitale betrachtet werden, um vier entartete Hybridorbitale (gleicher Energie) zu bilden. Hier kommt die chemische Hybridisierung ins Spiel. Wie sind Hybridorbitale? Es hängt von den Atomorbitalen ab, die sie erzeugen. Sie weisen auch eine Mischung ihrer elektronischen Eigenschaften auf.
Sp-Hybridisierung
Für den Fall von CH 4 ist die Hybridisierung von C sp 3 . Aus diesem Ansatz wird die Molekülgeometrie mit vier sp 3 -Orbitalen erklärt, die bei 109,5 ° voneinander getrennt sind und auf die Eckpunkte eines Tetraeders zeigen.
Im oberen Bild ist zu sehen, wie die sp 3 -Orbitale (grün) eine tetraedrische elektronische Umgebung um das Atom herum herstellen (A, was C für CH 4 ist ).
Warum 109,5º und nicht andere Winkel, um eine andere Geometrie zu "zeichnen"? Der Grund ist, dass dieser Winkel die elektronischen Abstoßungen der vier Atome, die an A binden, minimiert.
Somit kann das CH 4 -Molekül als Tetraeder (tetraedrische Molekülgeometrie) dargestellt werden.
Wenn C anstelle von H Bindungen mit anderen Atomgruppen eingehen würde, was wäre dann ihre Hybridisierung? Solange der Kohlenstoff vier σ-Bindungen (C - A) bildet, ist ihre Hybridisierung sp 3 .
Folglich kann angenommen werden, dass in anderen organischen Verbindungen wie CH 3 OH, CCl 4 , C (CH 3 ) 4 , C 6 H 12 (Cyclohexan) usw. der Kohlenstoff eine sp 3 -Hybridisierung aufweist .
Dies ist wichtig für die Skizze organischer Strukturen, bei denen einfach gebundene Kohlenstoffe Divergenzpunkte darstellen. Das heißt, die Struktur bleibt nicht in einer einzigen Ebene.
Deutung
Was ist die einfachste Interpretation für diese Hybridorbitale, ohne die mathematischen Aspekte (die Wellenfunktionen) zu berücksichtigen? Die sp 3 -Orbitale implizieren, dass sie von vier Orbitalen stammen: einem s und drei p.
Da die Kombination dieser Atomorbitale als ideal angenommen wird, sind die resultierenden vier sp 3 -Orbitale identisch und nehmen unterschiedliche Orientierungen im Raum ein (wie in den p x - , p- und p z -Orbitalen ).
Das Obige gilt für den Rest der möglichen Hybridisierungen: Die Anzahl der gebildeten Hybridorbitale entspricht der Anzahl der kombinierten Atomorbitale. Zum Beispiel werden sp 3 d 2 -Hybridorbitale aus sechs Atomorbitalen gebildet: eins s, drei p und zwei d.
Bindungswinkelabweichungen
Nach der Abstoßungstheorie elektronischer Paare der Valencia-Schale (RPECV) nimmt ein Paar freier Elektronen mehr Volumen ein als ein gebundenes Atom. Dies führt dazu, dass sich die Verbindungen auseinander bewegen, die elektronische Spannung verringern und die Winkel von 109,5 ° abweichen:
Zum Beispiel sind im Wassermolekül die H-Atome an die sp 3 -Orbitale (in Grün) gebunden , und ebenso besetzen die ungeteilten Elektronenpaare ":" diese Orbitale.
Die Abstoßungen dieser Elektronenpaare werden üblicherweise als „zwei Globen mit Augen“ dargestellt, die aufgrund ihres Volumens die beiden σ OH-Bindungen abstoßen.
In Wasser betragen die Bindungswinkel also tatsächlich 105º anstelle der für die tetraedrische Geometrie erwarteten 109,5º.
Welche Geometrie hat H 2 O dann? Es hat eine Winkelgeometrie. Warum? Denn obwohl die elektronische Geometrie tetraedrisch ist, verzerren zwei Paare nicht gemeinsam genutzter Elektronen sie zu einer eckigen Molekülgeometrie.
Sp-Hybridisierung
Wenn ein Atom zwei p- und ein s-Orbitale kombiniert, erzeugt es drei sp 2 -Hybridorbitale ; Ein p-Orbital bleibt jedoch unverändert (da es drei davon gibt), was im oberen Bild als orangefarbener Balken dargestellt wird.
Hier sind alle drei sp 2 -Orbitale grün gefärbt, um ihren Unterschied zum orangefarbenen Balken hervorzuheben: das "reine" p-Orbital.
Ein Atom mit sp 2 -Hybridisierung kann als trigonaler flacher Boden (das Dreieck mit den grün gefärbten sp 2 -Orbitalen ) dargestellt werden, dessen Eckpunkte durch Winkel von 120 ° voneinander getrennt und senkrecht zu einem Balken sind.
Und welche Rolle spielt das reine p-Orbital? Das Bilden einer Doppelbindung (=). Die sp 2 -Orbitale ermöglichen die Bildung von drei σ-Bindungen, während das reine p-Orbital eine π-Bindung aufweist (eine Doppel- oder Dreifachbindung umfasst eine oder zwei π-Bindungen).
Um beispielsweise die Carbonylgruppe und die Struktur des Formaldehydmoleküls (H 2 C = O) zu zeichnen , gehen Sie wie folgt vor:
Die sp 2 -Orbitale von C und O bilden eine σ-Bindung, während ihre reinen Orbitale eine π-Bindung bilden (das orangefarbene Rechteck).
Es ist zu sehen, wie sich der Rest der elektronischen Gruppen (H-Atome und die nicht gemeinsam genutzten Elektronenpaare) in den anderen sp 2 -Orbitalen befinden , die um 120 ° voneinander getrennt sind.
Sp-Hybridisierung
Im oberen Bild ist ein A-Atom mit sp-Hybridisierung dargestellt. Hier bilden ein s-Orbital und ein p-Orbital zusammen zwei entartete sp-Orbitale. Jetzt bleiben jedoch zwei reine p-Orbitale unverändert, wodurch A zwei Doppelbindungen oder eine Dreifachbindung (≡) bilden kann.
Mit anderen Worten: Wenn in einer Struktur ein C dem oben genannten entspricht (= C = oder C≡C), dann ist seine Hybridisierung sp. Für andere weniger anschauliche Atome - wie Übergangsmetalle - ist die Beschreibung elektronischer und molekularer Geometrien kompliziert, da auch die d- und f-Orbitale berücksichtigt werden.
Die Hybridorbitale sind in einem Winkel von 180 ° voneinander getrennt. Aus diesem Grund sind die gebundenen Atome in einer linearen Molekülgeometrie (BAB) angeordnet. Im Bild unten ist schließlich die Struktur des Cyanidanions zu sehen:
Verweise
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