Hybridisatie

Methaan: sp ³ hybridisatie

De eenvoudigste organische verbinding is het molecuul methaan, dat één atoom koolstof bevat. De valentieschil heeft vier elektronen, dus het is in staat om vier bindingen te produceren, en in een methaanmolecuul – met vier waterstofatomen. Aanvankelijk werd aangenomen dat door het gebruik van twee soorten orbitalen (2s en 2p) tijdens het vormen van de bindingen, methaan twee verschillende soorten CH-bindingen heeft. Nader onderzoek bracht echter een zeer grote waarschijnlijkheid aan het licht dat, ondanks deze aannames, elke CH-binding in methaan identiek is en ruimtelijk gericht is op de hoeken van een regelmatige tetraëder. Het was Linus Pauling die de vraag beantwoordde waarom dat zo is. Hij heeft wiskundig bewezen hoe hybridisatie, dat wil zeggen het mengen van een s-orbitaal met drie p-orbitalen, mogelijk is. Dit veroorzaakt de vorming van vier equivalente atomaire orbitalen waarvan de ruimtelijke geometrie de vorm heeft van een tetraëder. Dit type hybridisatie wordt sp ³ genoemd. Alleen al de term ‘hybridisatie’ verklaart logisch hoe verschillende orbitalen zich precies met elkaar vermengen, maar het geeft geen antwoord op de vraag waarom dergelijke transformaties eigenlijk plaatsvinden. Dit is echter ook te verklaren. Wanneer een s-orbitaal hybridiseert, vermengt het zich met drie p-orbitalen, en de resulterende gehybridiseerde orbitalen zijn niet symmetrisch gerangschikt ten opzichte van de kern. Dit komt doordat de gecreëerde sp ³ -orbitaal één kleinere en één grotere lus blijkt te hebben. De laatste, die veel groter is, overlapt aanzienlijk beter met de orbitaal van een ander atoom terwijl de binding wordt gevormd. Hierdoor gaan de orbitalen of zo’n sp ³ hybride bindingen aan die veel sterker zijn dan de niet-gehybridiseerde s- en p-orbitalen.

Het mechanisme van sp3 ^– hybridisatie

De sp ³ -orbitalen hebben een asymmetrie die verband houdt met de golfvergelijking die de p-orbitalen definieert; bijgevolg hebben de twee lussen tegengestelde tekens: plus en min. Vanwege die eigenschap en de overlapping van p- en s-orbitalen, is een van de p-orbitaallussen additief, terwijl de andere subtractief is met de s-orbitaal. Als gevolg hiervan worden deze lussen toegevoegd aan of afgetrokken van de s-orbitaal, die een gehybridiseerde orbitaal vormt die sterk in één richting is georiënteerd. Wanneer identieke orbitalen van een koolstofatoom, met sp ³ hybridisatie, overlappen met 1s-orbitalen van vier waterstofatomen, zijn de resulterende CH bindingen identiek. In methaan is hun bindingsenergie 438 kJ/mol en hun lengte tot 1,10Å. Dit zijn karakteristieke waarden die vastliggen voor een bepaalde binding in dat molecuul. Een ander kenmerk van de geometrie van dat molecuul is de bindingshoek. Het bepaalt de hoek gevormd tussen twee opeenvolgende HCH-bindingen en is exact gelijk aan 109,5 ^o . We noemen het de tetraëdrische hoek.

Ethaan: sp ³ hybridisatie

Een andere verbinding die op dezelfde manier kan worden beschouwd, is ethaan, dat een binding tussen koolstofatomen (CC) bevat. De koolstofatomen die in zijn structuur bestaan, zijn met elkaar verbonden als gevolg van overlappende σ-orbitalen in de sp ³ -hybride van elk van hen. De andere drie gehybridiseerde orbitalen van elk koolstofatoom overlappen met de 1s-orbitalen van waterstofatomen. Hierdoor ontstaan zes identieke CH-bindingen. Dergelijke bindingen worden gekenmerkt door een energie van 420 kJ/mol. De CC-bindingen hebben een energie van 276 kJ/mol en een lengte van 1,54 A. De hoeken die in een dergelijke configuratie worden gevormd, zijn tetraëdrisch (109,5 ^o ).

Ethyleen: sp ² hybridisatie

De meest voorkomende elektronentoestand voor koolstof is de sp ³ hybridisatie, maar er zijn ook andere varianten. Uit onderzoek is gebleken dat bijvoorbeeld in ethyleen de koolstofatomen alleen een geschikte hoeveelheid bindingen vertonen als ze zich met elkaar verbinden om vier elektronen te delen. Dan vormen ze onderling een dubbele band. Een ander feit is dat ethyleen een platte structuur heeft en dat de hoeken tussen de bindingen 120 ^° zijn. Dit komt omdat in dit geval de 2s-orbitaal zich vermengt met slechts twee van de drie bestaande 2p-orbitalen. Het resultaat is de aanwezigheid van drie gehybridiseerde orbitalen die sp ² worden genoemd. Er bestaat ook een 2p-orbitaal, die niet gehybridiseerd is. Dan is de geometrische structuur als volgt: drie gehybridiseerde orbitalen bevinden zich op hetzelfde vlak, op 120 ^o ten opzichte van elkaar, terwijl de niet-gehybridiseerde p-orbitaal loodrecht op het sp ² -vlak staat.

Het mechanisme van sp ² hybridisatie

Door de overlapping van sp ² -sp ² orbitalen vormen twee koolstofatomen met sp ² hybridisatie een σ-binding. De niet-gehybridiseerde p-orbitalen van atomen overlappen elkaar zijdelings, waardoor een π-binding ontstaat. In zo’n binding zijn de gebieden met elektronendichtheid aanwezig aan beide zijden van de lijn tussen de kernen, maar niet direct ertussen. Een dergelijke configuratie, die een σ-binding van de sp ² hybride en een π-binding van niet-gehybridiseerde atomen bevat, leidt ertoe dat vier elektronen worden gedeeld door twee koolstofatomen, waardoor een dubbele binding C=C ontstaat. Daarom bevat de structuur van ethyleen vier waterstofatomen, die een σ-binding vormen met vier sp ² -orbitalen die overblijven zodra de dubbele binding is gevormd. Het molecuul heeft een vlakke geometrie en de bindingshoeken zijn ongeveer 120 ^o . De waarden die specifiek zijn voor de CH-binding zijn de lengte van 1,076 A en de energie van 444 kJ/mol. Omdat er slechts twee elektronen worden gedeeld, niet vier (in tegenstelling tot bijvoorbeeld de structuur van ethaan), is de dubbele C=C-binding korter en sterker dan een enkele CC-binding. In ethyleen is het 1,33Å lang en 611 kJ/mol energie. Met de theorie van moleculaire orbitalen kunnen we ook waarnemen dat de combinatie van twee atomaire p-orbitalen bindende en antibindende moleculaire π-orbitalen vormt. Een bindende orbitaal heeft geen knoop tussen de kernen vanwege de additieve combinatie van de p-lus met hetzelfde algebraïsche teken. Integendeel, een antibindende orbitaal heeft wel een knoop tussen de kernen vanwege het subtractieve effect van de lus met verschillende algebraïsche tekens. Bijgevolg wordt alleen de minder energetische, bindende moleculaire orbitaal gevuld.

Acetyleen: sp hybridisatie

Een andere mogelijkheid om koolstofatomen te koppelen is door een drievoudige binding te vormen waarbij zes elektronen worden gedeeld. Voor dit doel moeten we een andere orbitale hybridisatie introduceren, sp-hybridisatie genaamd. In deze configuratie vermengt de 2s-orbitaal van het koolstofatoom zich alleen met een enkele p-orbitaal. Dit leidt tot de vorming van twee orbitalen met sp-hybridisatie en twee p-orbitalen. De sp-orbitalen vormen een lineaire structuur en de hoek ertussen is 180 ^o langs de x-as. De andere p-orbitalen staan loodrecht op de andere assen (y en z). Wanneer twee koolstofatomen met sp hybridisatie elkaar overlappen, veroorzaakt dit frontale overlapping die leidt tot de vorming van een sterke σ-binding (sp-sp type). Bovendien vindt er laterale overlapping plaats van zowel de p _y – als de p _{z -orbitalen} , die π-bindingen (py _-py type) en π-bindingen ( _{pz -p z type} ) vormen in die specifieke volgorde. Als gevolg hiervan worden zes elektronen gedeeld, die een drievoudige C≡C-binding vormen. De andere orbitalen van de sp-hybriden vormen σ-bindingen met de waterstofatomen. Vanwege zijn sp-hybridisatie is ethine een lineair molecuul met HCC-bindingshoeken van 180 ^o . De CH-binding in acetyleen heeft een lengte van 1,06 A en een energie van 552 kJ/mol. De lengte van die binding is kleiner en de energie is hoger in vergelijking met enkele en dubbele bindingen. Deze waarden zijn respectievelijk 1,20 A en 835 kJ/mol. Het is de kortste en sterkste binding die kan bestaan tussen koolstofatomen.

Hybridisatie van andere atomen

De concepten van drie soorten hybridisatie (sp, sp ² en sp ³ ) zijn niet alleen toepasbaar in structuren die koolstofatomen bevatten. Andere elementen kunnen ook in moleculen worden beschreven met behulp van gehybridiseerde orbitalen.

1. Het ammoniakmolecuul (NH ₃ ) – het stikstofatoom heeft vijf valentie-elektronen en produceert drie atomaire bindingen, die een octet benaderen. De HNH-bindingshoek is experimenteel gemeten; het is gelijk aan 107,3 ^o , dus het ligt dicht bij de tetraëdrische hoek. Dit suggereert dat ammoniak moet worden beschouwd in de context van sp ^3. Het stikstofatoom hybridiseert met de vorming van vier sp ³ -orbitalen; een van hen heeft twee niet-bindende elektronen, terwijl elke andere orbitaal één bindend elektron bevat. De overlap van gehybridiseerde orbitalen met 1s-orbitalen produceert een σ-binding met een lengte van 1,008 A en een energie van 449 kJ/mol.
2. Het molecuul water (H ₂ O) – het zuurstofatoom toont ook sp ³ Het bevat echter zes valentie-elektronen, dus het vormt twee atomaire bindingen, waardoor er twee vrije elektronenparen overblijven. De HOH-bindingshoek in het molecuul is 104,5 ^o , dus het is ook vergelijkbaar met de tetraëdrische hoek, die hybridisatie suggereert. Elke waarde van die hoek die lager is, is waarschijnlijk het resultaat van maar liefst twee vrije elektronenparen, die elkaar wegduwen. De OH-binding is 0,958 A lang en heeft een energie van 498 kJ/mol.
3. Het molecuul boorfluoride (BF ₃ ) – het booratoom bevat drie valentie-elektronen, dus het kan slechts drie bindingen produceren zonder een octet te bereiken. De bestaande atomen van fluor vormen er echter BF-bindingen mee, ruimtelijk zo ver mogelijk van elkaar verwijderd. Het resultaat is een trigonale structuur van het molecuul, en sp ² Elk van de drie fluoratomen bindt zich aan een gehybridiseerde baan van boor, waardoor de p-orbitaal niet gevuld blijft.