Hybridisering | Maternidad y todo

Hybridisering

Pauling (1931) introducerede det revolutionerende koncept om hybridisering. Omfordeling af energien i de enkelte atomers orbitaler for at give nye orbitaler med tilsvarende energi kaldes hybridisering. De nye orbitaler, der dannes, kaldes hybridorbitaler.

Differente typer af hybridisering sammen med hybridorbitaler og strukturer er angivet nedenfor:

Hvor vi diskuterer eksemplerne, skal vi her nævne hybridiseringsreglerne, som er som følger:

(i) Orbitaler af et centralt atom vil kun undergå hybrodisatoin.

(ii) Orbitaler af næsten samme energiniveau kan blandes for at danne hybridorbitaler.

(iii) Antallet af atomorbitaler, der blandes sammen, er altid lig med antallet af hybridorbitaler.

(iv) Under hybridiseringen sker blandingen af antallet af orbitaler efter behov.

(v) De ybride orbitaler er fordelt i rummet og har tendens til at ligge længst fra hinanden.

(vi) Hybridbindinger er stærkere end de ikke-hybridiserede bindinger.

(vii) Hvis først en orbital er blevet brugt til at opbygge en hybridorbital, er den ikke længere tilgængelig til at rumme elektroner i sin “rene” form. s- og p-orbitaler kan hybridiseres på tre måder, som gennemgås nedenfor:

Sp-hybridisering: Ved en sådan hybridisering blandes én s- og én p-orbital til to sp-hybridorbitaler, der har

Hybridisation

lineær struktur med bindingsvinkel $180^0$ . For eksempel i dannelsen af $BeCl_2$ , først be atom kommer i exciteret tilstand $(2s^1 2p^1)$ , derefter hybridiseres til dannelse af to sp-hybridorbitaler. Disse hybridorbitaler overlapper med de to p-orbitaler fra to kloratomer for at danne $BeCl_2$ -molekylet. Dette er repræsenteret i ovenstående figur:

be (exciteret tilstand) $\dfrac{\uparrow}{2s} \dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \dfrac{\text{sp hy bri-}}}{\text{disation}} \dfrac{\uparrow}{sp} \dfrac{\uparrow}{sp} \dfrac{}{2p_y2p_z}$

sine andre eksempler er: $CO, CO_2, C_2H_2, HCN, CN^-, N^3_3$ osv.

Hybridisering

sp2-Hybridisering: I en sådan hybridisering blandes en s- og to p-orbitaler og danner tre $sp^2$ -hybridorbitaler, der har en planar trekantet struktur med bindingsvinkel $120^0$ . Dannelsen af $BCl_3$ -molekylet er vist på næste side.

$\underset{\text{excited state}}{B} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \dfrac{sp^2 \text{hybrid}- \uparrow}{\text{disation} sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2}\dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{}{2p_z} \\\text{deres andre eksempler er} CO^{2-}_3, SO_2, SO_3, C_2H_4$ osv

Hybridisering

sp3-Hybridisering: Ved en sådan hybridisering blandes en s- og tre p-orbitaler for at danne fire $sp^3$ -hybridorbitaler med tetraedrisk struktur med bindingsvinkel $109^0 28$ ‘ Dvs. $109.5^0$ .dannelsen af $CH_4$ molekylet er vist nedenfor:

$\underset{\text{{excited state}}{C} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \dfrac{sp^3 \text{hybrid}- \uparrow}{\text{disation} sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3}\dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3}$

Hybridisering

Dets andre eksempler er $C_2H_6, H_2O, NH_3, NH^+_4, SO^{2-}_4, ClO^-_4$ osv.

Nu diskuterer vi nogle andre interessante eksempler:

Formation af NH3- og H2O-molekyler

I $NH_2$ -molekylet er nitrogenatomet $sp^3$ -hybridiseret, og den ene hybridorbital indeholder to elektroner. Nu overlapper tre 1s-orbitaler fra tre hydrogenatomer med tre $sp^3$ -hybridorbitaler og danner $Nh_3$ -molekylet. Selvom vinklen HNH burde være $109,5^0$ , men på grund af tilstedeværelsen af en besat $sp^3$ -hybridorbital falder vinklen til $107,8^0$ . Derfor er bindingsvinklen i $NH_3$ -molekylet $107,8^0$ .

\dfrac{\downarrow \uparrow}{2s} \dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{\uparrow}{2p_z} \dfrac{sp^3 \text{hybrid}-\downarrow \uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3}

Hybridisering

Formation af NH3- og H2O-molekyler ved sp2-hybridisering

Sådan som i $H_2O$ -molekylet er oxygenatomet $sp^3$ – hybridiseret og har to besatte orbitaler. På grund af dette er bindingsvinklen i vandmolekylet $105,5^0$ .

$O \dfrac{\downarrow \uparrow}{2s} \dfrac{\downarrow \uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{\uparrow}{2p_z} \dfrac{sp^3 \text{hybrid-} \downarrow \uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3}$

Formation af C2H4- og C2H2-molekyler

I $C_2H_4$ -molekylet er kulstofatomer $sp^2$ -hybridiseret og en 2p-orbital forbliver ude for hybridisering. Denne danner p-binding, mens $sp^2$ -hybridorbitaler danner sigma-bindinger, som vist nedenfor:

$\underset{\text{excited state}}{C} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \dfrac{sp^2 \text{hybrid}- \uparrow}{\text{disation} sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{2p_z}$

Hybridisering

Formation af C2H4-molekyle ved sp2-hybridisering

Sådan er der i $C_2H_2$ -molekylet sp-hybridisering, og to 2p-orbitaler forbliver udenfor eller hybridisering. Derfor dannes der to $\pi$ -bindinger i $C_2H_2$ som vist forude:

Hybridisering

Formation af C2H2-molekyle ved sp-hybridisering

$dsp^2$ – Her sker der en sammenblanding af $d_{x^2- y^2}, s, p_x \text{og} p_y$ orbitaler, så der opstår fire nye $dsp^2$ hybridorbitaler.

Form er kvadratisk planar.

Ex.

$^-2$

Hovedsageligt for komplekser med koordinationsnr. 4.

$sp^3d$ – Her sammenblanding af $s, p_x, p_y, p_z \text{og} dz^2$ . Finder sted for at danne 5 nye hybrider, som er $sp^3$ hybridiseret. Formen er trigonal bipyramidal.

Hybridisering

Strækninger		$CH_4$	$SO_4$	$CO_2$	$NH_3$	$H_2 O$	$SO_4$	$NO_3$
	No. af valenselektroner	8	18	18	16	8	8	32	24
	Nr. af nødvendige orbitaler	4	2	2	3	2	4	3
	Nødvendigt elektroner til duplex/ octet	8	16	16	6	4	32	24
	Nr. af ensomme elektronpar /2	0	1	0	1	2	0	0
	Nr. af orbitaler	4	3	2	4	4	4	3

$SP^3$

Tetraedisk

Triangulær pyramide

Triangulær

Hybridisering	$SP^3$	$SP^2$	SP	$SP^3$	$SP^3$	$SP^2$
Struktur	Tetrafedisk	Triangulær	Linær	Tetraedisk	Tetraedisk	Triangulær
Geometri	Tetraedrisk	Vinkelformet	Linær	Vinkelformet	Tetraedrisk

E.g., $PCl_5, XeF_2, I^-_3$

$sp^3d^2$ – Her sker der en sammenblanding af $s, p_x, p_y, p_z, d_{z2}, d_{x^2- y^2}$ for at give 6 nye $sp^3d^2$ hybridiserede orbitaler eller hybrider.

\text{Shape} \to \text{Octahedral}

Hybridisation

E.g., $SF_6, XeF_4$ osv.

Regler for beregning af hybridisering

De følgende regler overholdes for at kende hybridiseringstypen i en forbindelse eller en ion.

(i) Beregn det samlede antal valenselektroner.

(ii) Beregn antallet af duplex eller octet.

$= \dfrac{\text{Total valenselektroner}}{2}$

Og $\text{Total valenselektroner}{8}$

(iii) Antal ensomme elektronpar

\text{Total antal elektroner} = \dfrac{-8 \times \text{Antal af duplex}}}{2} $\text{Totalt antal elektroner} = \dfrac{-8 \times \text{Antal af oktet}}}{2}$

(iv) NO. af anvendte orbitaler = Antal duplex eller oktet + Antal ensomme elektronpar

(v) Hvis der ikke er nogen ensomme elektronpar, er geometrien af orbitaler og molekylet anderledes.

For eksempel betragtes nogle molekyler og ioner som

Skriv et svar Annuller svar