Hybrydyzacja

Metan – hybrydyzacja sp³

Najprostszym związkiem organicznym jest cząsteczka metanu, posiadająca jeden atom węgla. Posiada on na powłoce walencyjnej cztery elektrony, a więc jest w stanie wytworzyć cztery wiązania, w cząsteczce metanu – z czterema atomami wodoru. Początkowo zakładano, że ze względu na wykorzystanie dwóch rodzajów orbitali, 2s i 2p, podczas tworzenia wiązań, metan ma dwa różne rodzaje wiązań C-H. Dalsze badania wykazały jednak bardzo duże prawdopodobieństwo, że pomimo tych przypuszczeń, każde wiązanie C-H obecne w metanie jest identyczne i przestrzennie ukierunkowane ku narożnikom regularnego czworościanu – tetraedru. To właśnie Linus Pauling odpowiedział na pytanie – dlaczego tak się dzieje. Matematycznie wykazał, w jaki sposób możliwa jest hybrydyzacja, czyli mieszanie orbitalu s i trzech orbitali p. Dochodzi wtedy do wytworzenia czterech równocennych orbitali atomowych, których geometria przestrzenna stanowi postać tetraedru. Taki rodzaj hybrydyzacji nazwano rodzajem sp³. Samo pojęcie hybrydyzacji logicznie tłumaczy, w jaki sposób dochodzi do wymieszania się różnych orbitali, jednak nie odpowiada na to, dlaczego dochodzi do takich przemian. Jest to jednak możliwe do wyjaśnienia. W momencie kiedy orbital s hybrydyzuje, miesza się z trzema orbitalami typu p, a powstałe w wyniki tego orbitale zhybrydyzowane nie są ułożone symetrycznie względem jądra. Okazuje się bowiem, że wytworzony orbital sp³ posiada jedną mniejszą i drugą większą pętle. Ta druga, o wiele większa znacznie lepiej nakłada się z orbitalem innego atomu w trakcie wytwarzania wiązania. Wynikiem czego, orbitale takiej hybrydy sp³ tworzą wiązania o wiele większej sile w porównaniu do niezhybrydyzowanych orbitali s oraz p.

Mechanizm hybrydyzacji sp³

W orbitalach typu sp³ dochodzi do asymetrii, związanej z równaniem falowym opisującym orbital p, powoduje to, że dwie pętle posiadają przeciwne znaki – minus oraz plus. Przez wzgląd na tą właściwość, w wyniku nakładania się orbitalu p i s, jedna z pętli orbitalu p jest addytywna, a druga subtraktywna z orbitalem s. Dochodzi wtedy do dodawania lub odejmowania się tych pętli od orbitalu s, w wyniku czego powstaje orbital zhybrydyzowany, silnie zorientowany w jednym kierunku.

W przypadku, kiedy identyczne orbitale atomu węgla, posiadające hybrydyzację sp³ nakładają się z orbitalami 1s czterech atomów wodoru, powstałe wiązania C-H są identyczne. W metanie, ich energia wiązania wynosi 438 kJ/mol, a długość do 1,10Å. Są to wartości charakterystyczne, niezmienne dla danego wiązania w tej cząsteczce. Kolejną własnością charakterystyczną dla geometrii tej cząsteczki jest kąt między wiązaniami. Określa on wartość kąta utworzonego pomiędzy kolejnymi dwoma wiązaniami H-C-H i wynosi dokładnie 109,5^o. Jest to, tak zwany kąt tetraedryczny.

Etan – hybrydyzacja sp³

Kolejnym związkiem, możliwym do rozważenia w ten sam sposób, jest zawierający wiązanie pomiędzy węglami C-C – etan. Obecne w strukturze atomy węgla łączą się ze sobą w wyniku nakładania się orbitali σ hybrydy sp³ każdego z nich. Pozostałe zhybrydyzowane trzy orbitale każdego z atomów węgla, nakładają się z orbitalami 1s atomów wodoru. W ten sposób powstaje sześć jednakowych wiązań C-H. Takie wiązania charakteryzują się energią na poziomie 420 kJ//mol. Natomiast wiązania C-C posiadają energię równą 276 kJ/mol, a ich długość wynosi 1,54Å. Kąty, powstałe w takiej konfiguracji są tetraedryczne (109,5^o).

Etylen – hybrydyzacja sp²

Najbardziej powszechnym dla węgla stanem elektronowym jest hybrydyzacja sp³, jednak istnieją również inne warianty. Badania wykazały, że na przykład w strukturze etylenu, atomy węgla wykazują odpowiednią ilość wiązań tylko w przypadku, jeżeli połączą się ze sobą, uwspólniając cztery elektrony. Wytwarzają one wtedy pomiędzy sobą wiązanie podwójne. Faktem jest również, iż etylen posiada płaską strukturę, a kąty utworzone pomiędzy jego wiązaniami wynoszą 120^o. W tym przypadku, dochodzi bowiem, do wymieszania się orbitalu 2s jedynie z dwoma  z trzech obecnych orbitali 2p. Wynikiem jest obecność trzech zhybrydyzowanych orbitali, nazwanych typem sp². Istnieje tutaj również jeden orbital 2p, który nie ulega hybrydyzacji. Struktura geometryczna przedstawia się wtedy następująco – trzy orbitale zhybrydyzowane znajdują się w jednej płaszczyźnie, względem siebie pod kątem 120^o, natomiast niezhybrydyzowany orbital p jest prostopadły do płaszczyzny sp².

Hybrydyzacja sp² – mechanizm

Dwa atomy węgla, posiadające hybrydyzację sp², w wyniku nakładania się orbitali sp²-sp² tworzą wiązanie σ. Niezhybrydyzowane orbitale p atomów nakładają się bocznie na siebie, skutkując wytworzeniem wiązania π. W takim wiązaniu, obszary gęstości elektronowej występują po obydwóch stronach linii pomiędzy jądrami, jednak nie bezpośrednio między nimi. Taka konfiguracja, zawierająca wiązanie σ hybrydy sp² oraz wiązanie π niezhybrydyzowanych atomów, skutkuje uwspólnieniem czterech elektronów przez dwa atomy węgla, a więc powstaniem wiązania podwójnego C=C.

Struktura etylenu zawiera więc cztery atomy wodoru, które wytwarzają wiązanie σ z czterema orbitalami sp², które pozostają po wytworzeniu wiązania podwójnego. Cząsteczka ma geometrię płaską, a kąty pomiędzy wiązaniami wynoszą około 120^o. Wielkości charakteryzujące wiązanie C-H to długość równa 1,076Å i energia 444 kJ/mol. Ze względu na to, iż w porównaniu do, na przykład struktury etanu, uwspólniane są nie dwa, a cztery elektrony, wiązanie podwójne C=C jest krótsze oraz silniejsze od pojedynczego C-C. W etylenie, ma ono długość 1,33Å i energię 611 kJ/mol. Posługując się teorią orbitali molekularnych, można również zauważyć, że w wyniku kombinacji dwóch orbitali atomowych p, powstają wiążące i antywiążące orbitale molekularne π. Orbital wiążący nie posiada węzła między jądrami, ze względu na kombinację addytywną pętli p o tym samym znaku algebraicznym. Antywiążący orbital posiada natomiast węzeł pomiędzy jądrami, ze względu na działanie subtraktywne pętli o różnych znakach algebraicznych. Skutkuje to zapełnieniem jedynie mniej energetycznego, wiążącego orbitalu molekularnego.

Acetylen – hybrydyzacja sp

Kolejną możliwością połączenia się atomów węgla jest wytworzenie wiązania potrójnego, z uwspólnieniem sześciu elektronów. Z tego względu konieczne jest wprowadzenie kolejnej hybrydyzacji orbitalu – nazwanej sp. W takiej konfiguracji, orbital 2s atomu węgla miesza się jedynie z pojedynczym orbitalem p. Skutkuje to wytworzeniem dwóch orbitali o hybrydyzacji sp oraz dwoma orbitalami p. Orbitale typu sp stanowią strukturę liniową, a kąt pomiędzy nimi to 180^o, wzdłuż osi x. Natomiast pozostałe orbitale p są prostopadłe do pozostałych osi – y i z. W przypadku nakładania się dwóch atomów węgla, których hybrydyzacja występuje w typie sp, dochodzi do czołowego nakładania się, skutkującego otrzymaniem silnego wiązania σ typu sp-sp. Ponadto, bocznie nakładają się zarówno orbitale p_y, jak i p_z z wytworzeniem kolejno wiązań π typu p_y-p_y oraz π typu p_z-p_z. W efekcie, uwspólnionych zostaje sześć elektronów, które tworzą wiązanie potrójne C≡C. Pozostałe orbitale hybryd sp, wytwarzają z atomami wodoru wiązania σ.

Ze względu na hybrydyzację sp, występującą w etynie, jest on cząsteczką liniową o kątach między wiązaniami H-C-C wynoszących 180^o. Wiązanie C-H w acetylenie charakteryzuje się długością 1,06Å i energią 552 kJ/mol. Długość wiązania, w porównaniu do wiązań pojedynczych i podwójnych jest mniejsza, a energia większa. Wartości wynoszą kolejno 1,20Å oraz 835 kJ/mol. Jest to najkrótsze i najsilniejsze wiązanie, jakie występuje pomiędzy atomami węgla.

Hybrydyzacja innych atomów

Koncepcje trzech typów hybrydyzacji – sp, sp² oraz sp³ możliwe są do zastosowania nie tylko w strukturach zawierających atomy węgla. Inne pierwiastki również można opisać w cząsteczkach, z wykorzystaniem orbitali zhybrydyzowanych.

1. Cząsteczka amoniaku NH₃ – atom azotu posiada pięć elektronów walencyjnych i wytwarza trzy wiązania atomowe, dążąc do oktetu. Doświadczalnie zmierzono kąt pomiędzy wiązaniami H-N-H – wynosi 107,3^o, a więc jest zbliżony do kąta tetraedrycznego. Sugeruje to, że należy rozpatrywać amoniak w kategorii hybrydyzacji sp³. Atom azotu hybrydyzuje z wytworzeniem czterech orbitali sp³ – jeden posiada dwa elektrony niewiążące, a pozostałe zawierają po jednym elektronie wiążącym. W wyniku nakładania się orbitali zhybrydyzowanych z orbitalami 1s, tworzy się wiązanie typu σ, którego długość wynosi 1,008Å a moc 449 kJ/mol.
2. Cząsteczka wody H₂O – atom tlenu również hybrydyzuje typem sp³. Ma on jednak sześć elektronów walencyjnych, więc tworzy dwa wiązania atomowe, pozostawiając dwie wolne pary elektronowe. Kąt pomiędzy wiązaniami H-O-H w cząsteczce wynosi 104,5^o, a więc również jest zbliżony do tetraedrycznej wartości, co sugeruje hybrydyzację. Mniejsze wartości kąta prawdopodobnie są wynikiem obecności aż dwóch wolnych par elektronowych, które odpychają się. Długość wiązania O-H wynosi 0,958Å, a jego energia to 498 kJ/mol.
3. Cząsteczka fluorku boru BF₃ – atom boru posiada trzy elektrony walencyjne, a więc może wytworzyć jedynie trzy wiązania, bez osiągnięcia oktetu. Jednak obecne atomy fluoru, wytwarzają z nim wiązania B-F, ułożone w przestrzeni jak najdalej od siebie. Skutkuje to strukturą trygonalną cząsteczki oraz hybrydyzacją sp². Każdy z trzech atomów fluoru wiąże się z orbitalem zhybrydyzowanym boru, pozostawiając jego orbital p nie zapełniony.