Hybridizace

Metan ^: hybridizace sp3

Nejjednodušší organickou sloučeninou je molekula metanu, která obsahuje jeden atom uhlíku. Jeho valenční obal má čtyři elektrony, takže je schopen vytvořit čtyři vazby a v molekule metanu – se čtyřmi atomy vodíku. Původně se předpokládalo, že díky použití dvou typů orbitalů (2s a 2p) při vytváření vazeb má metan dva různé typy vazeb CH. Další výzkum však odhalil velmi vysokou pravděpodobnost, že navzdory těmto předpokladům je každá vazba CH existující v metanu totožná a prostorově směřována k rohům pravidelného čtyřstěnu. Na otázku, proč tomu tak je, odpověděl Linus Pauling. Matematicky dokázal, jak je možná hybridizace, tedy smíchání s-orbitalu se třemi p-orbitaly. To způsobí vznik čtyř ekvivalentních atomových orbitalů, jejichž prostorová geometrie má tvar čtyřstěnu. Tento typ hybridizace se nazývá ^sp3 . Pouhý termín „hybridizace“ logicky vysvětluje, jak přesně se různé orbitaly vzájemně mísí, ale neodpovídá na otázku, proč k takovým transformacím vlastně dochází. I to se však dá vysvětlit. Když s-orbital hybridizuje, mísí se se třemi p-orbitaly a výsledné hybridizované orbitaly nejsou uspořádány symetricky vzhledem k jádru. Je to proto, že vytvořený sp ³ -orbital má jednu menší a jednu větší smyčku. Ten, který je mnohem větší, se při vytváření vazby podstatně lépe překrývá s orbitalem jiného atomu. Výsledkem je, že orbitaly nebo takový sp ³ hybrid vytvářejí vazby, které jsou mnohem silnější ve srovnání s nehybridizovanými s- a p-orbitaly.

Mechanismus hybridizace sp ³

^Sp3 -orbitaly se vyznačují asymetrií, která souvisí s vlnovou rovnicí definující p-orbitaly; v důsledku toho mají dvě smyčky opačná znaménka: plus a mínus. Kvůli této charakteristice a překrývání p- a s-orbitalů je jedna z p-orbitálních smyček aditivní, zatímco druhá je subtraktivní s s-orbitalem. Výsledkem je, že tyto smyčky jsou přidány nebo odečteny od s-orbitalu, který tvoří hybridizovaný orbital, který je silně orientován v jednom směru. Když se identické orbitaly atomu uhlíku s hybridizací sp ³ překrývají s 1s-orbitaly čtyř atomů vodíku, jsou výsledné vazby CH identické. V metanu je jejich vazebná energie 438 kJ/mol a jejich délka je až 1,10Å. Toto jsou charakteristické hodnoty, které jsou pevně dané pro konkrétní vazbu v této molekule. Další charakteristikou geometrie této molekuly je vazebný úhel. Určuje úhel sevřený mezi dvěma po sobě jdoucími vazbami HCH a rovná se přesně 109,5 ^o . Říkáme tomu čtyřstěnný úhel.

Ethan: hybridizace sp ³

Další sloučeninou, kterou lze uvažovat stejným způsobem, je ethan, který obsahuje vazbu mezi uhlíky (CC). Atomy uhlíku existující v jeho struktuře se navzájem spojují v důsledku překrývajících se σ-orbitalů v hybridu sp ³ každého z nich. Další tři hybridizované orbitaly každého atomu uhlíku se překrývají s 1s-orbitaly atomů vodíku. Vznikne tak šest stejných CH vazeb. Takové vazby se vyznačují energií 420 kJ/mol. Vazby CC mají energii 276 kJ/mol a délku 1,54 Á. Úhly vytvořené v takové konfiguraci jsou čtyřstěnné (109,5 ^° ).

Ethylen ^: hybridizace sp2

Nejběžnějším elektronovým stavem uhlíku je hybridizace sp ³ , ale existují i jiné varianty. Výzkum odhalil, že například v etylenu vykazují atomy uhlíku dostatečné množství vazeb pouze tehdy, když se spojí a sdílejí čtyři elektrony. Poté mezi sebou vytvoří dvojnou vazbu. Dalším faktem je, že etylen má plochou strukturu a úhly mezi jeho vazbami jsou 120 ^° . Je to proto, že v tomto případě se 2s-orbital mísí pouze se dvěma ze tří existujících 2p-orbitalů. Výsledkem je přítomnost tří hybridizovaných orbitalů, které se nazývají sp ² . Existuje také jeden 2p-orbital, který není hybridizovaný. Potom je geometrická struktura následující: tři hybridizované orbitaly jsou umístěny ve stejné rovině, vzájemně vůči sobě o 120 ^° , zatímco nehybridizovaný p-orbital je kolmý k rovině ^sp2 .

Mechanismus hybridizace sp ²

V důsledku překrývání sp ² -sp ² orbitalů tvoří dva atomy uhlíku s hybridizací sp ² σ-vazbu. Nehybridizované p-orbitaly atomů se vzájemně laterálně překrývají, což způsobuje vznik π-vazby. V takové vazbě jsou oblasti elektronové hustoty přítomny na obou stranách čáry mezi jádry, i když ne přímo mezi nimi. Taková konfigurace, která obsahuje σ-vazbu sp ² hybridu a π-vazbu nehybridizovaných atomů, vede ke sdílení čtyř elektronů dvěma atomy uhlíku, takže k vytvoření dvojné vazby C=C. Struktura ethylenu proto obsahuje čtyři atomy vodíku, které tvoří σ-vazbu se čtyřmi sp2 ^– orbitaly, které zůstávají, jakmile byla vytvořena dvojná vazba. Molekula má plochou geometrii a vazebné úhly jsou přibližně 120 ^° . Hodnoty specifické pro vazbu CH jsou délka 1,076 Á a energie 444 kJ/mol. Protože jsou sdíleny pouze dva elektrony, nikoli čtyři (na rozdíl například od struktury etanu), je dvojná vazba C=C kratší a silnější než jednoduchá vazba CC. V ethylenu je to 1,33 Á na délku a 611 kJ/mol v energii. S teorií molekulárních orbitalů můžeme také pozorovat, že spojení dvou atomových p-orbitalů tvoří vazebné a antivazebné molekulární π-orbitaly. Vazebný orbital nemá uzel mezi jádry kvůli aditivní kombinaci p-smyčky se stejným algebraickým znaménkem. Naopak, antivazebný orbital má uzel mezi jádry kvůli subtraktivnímu efektu smyčky s různými algebraickými znaménky. V důsledku toho se zaplní pouze méně energetický, vazebný molekulární orbital.

Acetylen: sp hybridizace

Další možností spojení mezi atomy uhlíku je vytvoření trojité vazby se šesti sdílenými elektrony. Za tímto účelem musíme zavést další orbitální hybridizaci, zvanou sp hybridizace. V této konfiguraci se 2s-orbital atomu uhlíku mísí pouze s jediným p-orbitalem. To vede k vytvoření dvou orbitalů s hybridizací sp a dvou p-orbitalů. Sp-orbitaly tvoří lineární strukturu a úhel mezi nimi je 180 ^o podél osy x. Ostatní p-orbitaly jsou kolmé k ostatním osám (yaz). Když se dva atomy uhlíku s hybridizací sp překrývají, způsobí to frontální překrytí, které vede k vytvoření silné σ-vazby (typ sp-sp). Kromě toho dochází k laterálnímu překrývání obou orbitalů p _y – a pz, což tvoří π-vazby _{(typ p y -p y ) a} π-vazby (typ _{pz -p z )} v tomto konkrétním pořadí. V důsledku toho je sdíleno šest elektronů, které tvoří trojnou vazbu C≡C. Ostatní orbitaly sp hybridů tvoří σ-vazby s atomy vodíku. Díky své sp hybridizaci je ethin lineární molekulou s úhlem vazby HCC 180 ^° . Vazba CH v acetylenu má délku 1,06 Á a energii 552 kJ/mol. Délka této vazby je menší a její energie je vyšší ve srovnání s jednoduchými a dvojnými vazbami. Tyto hodnoty jsou 1,20 Á, respektive 835 kJ/mol. Je to nejkratší a nejsilnější vazba, která může existovat mezi atomy uhlíku.

Hybridizace jiných atomů

Koncepty tří typů hybridizace (sp, sp ² a sp ³ ) jsou použitelné nejen ve strukturách, které obsahují atomy uhlíku. Další prvky mohou být také popsány v molekulách s použitím hybridizovaných orbitalů.

1. Molekula amoniaku (NH ₃ ) – atom dusíku má pět valenčních elektronů a vytváří tři atomové vazby, blížící se oktetu. Úhel vazby HNH byl měřen experimentálně; rovná se 107,3 ^o , takže je blízko čtyřstěnnému úhlu. To naznačuje, že amoniak by měl být zvažován v kontextu sp ³ Atom dusíku se hybridizuje s tvorbou čtyř sp ³ -orbitalů; jeden z nich má dva nevazebné elektrony, zatímco každý druhý orbital obsahuje jeden vazebný elektron. Překrytím hybridizovaných orbitalů s 1s-orbitaly vzniká σ-vazba o délce 1,008 Á a energii 449 kJ/mol.
2. Molekula vody (H ₂ O) – atom kyslíku vykazuje i sp ³ Obsahuje však šest valenčních elektronů, tvoří tedy dvě atomové vazby, zbývají dva volné elektronové páry. Úhel vazby HOH v molekule je 104,5 ^o , takže je také podobný čtyřstěnnému úhlu, což naznačuje hybridizaci. Jakákoli hodnota tohoto úhlu, která je nižší, je pravděpodobně výsledkem až dvou volných elektronových párů, které se navzájem odtlačí. OH vazba má délku 0,958 Á a energii 498 kJ/mol.
3. Molekula fluoridu boritého (BF ₃ ) – atom boru obsahuje tři valenční elektrony, takže může vytvořit pouze tři vazby, aniž by dosáhl oktetu. Stávající atomy fluoru s ním však vytvářejí BF vazby, prostorově uspořádané co nejdále od sebe. Výsledkem je trigonální struktura molekuly a sp ² Každý ze tří atomů fluoru se váže s hybridizovaným orbitalem boru, takže jeho p-orbital není vyplněn.