Hybrydyzacja | Maternidad y todo

Hybrydyzacja

Pauling (1931) wprowadził rewolucyjne pojęcie hybrydyzacji. Redystrybucja energii orbitali poszczególnych atomów w celu uzyskania nowych orbitali o równoważnej energii nazywana jest hybrydyzacją. Nowe orbitale utworzone są znane jako orbitale hybrydowe.

Różne typy hybrydyzacji wraz z orbitalami hybrydowymi i strukturami są podane poniżej:

Przed omówieniem przykładów, musimy wspomnieć tutaj zasady hybrydyzacji, które są następujące:

(i) Orbitale centralnego atomu tylko ulegają hybrodisatoin.

(ii) Orbitale prawie tego samego poziomu energetycznego mogą być mieszane tworząc orbitale hybrydowe.

(iii) Liczba orbitali atomowych mieszanych ze sobą jest zawsze równa liczbie orbitali hybrydowych.

(iv) Podczas hybrydyzacji, mieszanie liczby orbitali jest zgodne z wymaganiami.

(v) Orbitale ybrydowe są rozmieszczone w przestrzeni i mają tendencję do najdalszego oddalania się od siebie.

(vi) Wiązania hybrydowe są silniejsze niż wiązania niehybrydowe.

(vii) Jeśli raz orbital został użyty do budowy orbitali hybrydowych, nie jest już dostępny do przechowywania elektronów w swojej “czystej” formie. orbitale s- i p- mogą być hybrydyzowane na trzy sposoby, które są omówione poniżej:

Hybrydyzacja Sp-: W takiej hybrydyzacji raz orbital s- i jeden p- mieszają się tworząc dwa orbitale hybrydowe sp, mające

Hybridisation

strukturę liniową z kątem wiązania $180^0$ . Na przykład w tworzeniu $BeCl_2$ , najpierw być atom przychodzi w stanie wzbudzonym $(2s^1 2p^1)$ , a następnie zhybrydyzowane do tworzenia dwóch orbitali hybrydowych sp. Te orbitale hybrydowe nakładają się z dwóch p-orbitali dwóch atomów chloru, aby utworzyć $BeCl_2$ cząsteczki. Jest to przedstawione na rysunku powyżej:

be (stan wzbudzony) $dfrac{uparrow}{2s}. \dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{}{2p_y} \\\{}{2p_z} \dfrac{}text{sp hy bri-}}{\i0} \dfrac{{uparrow}{sp} \dfrac{}{2p_y2p_z}$

inne przykłady to: $CO, CO_2, C_2H_2, HCN, CN^-, N^3_3$ itp.

Hybrydyzacja

hybrydyzacja sp2: W takiej hybrydyzacji jeden s- i tow p-orbitale są mieszane tworzą trzy $sp^2$ – orbitale hybrydowe, mając planarną strukturę trójkątną z kątem wiązania $120^0$ . Powstawanie cząsteczki $BCl_3$ pokazano na następnej stronie.

$∗underset{tekst{stan wzbudzony}}{B} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \dfrac{sp^2 \text{hybrid}- \uparrow}{\uparrow} sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2}\dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{}{2p_z} \\\ Inne przykłady to. CO^{2-}_3, SO_2, SO_3, C_2H_4$ itp

Hybrydyzacja

hybrydyzacja sp3: W takiej hybrydyzacji jeden s- i trzy p-orbitale mieszają się tworząc cztery $sp^3$ -hybrydowe orbitale posiadające strukturę tetraedryczną z kątem wiązania $109^0 28$ ‘ Tj. $109.5^0$ .powstawanie $CH_4$ cząsteczki jest pokazane poniżej:

$underset{stan wzbudzony}}{C} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \dfrac{sp^3 \text{hybrid}- \uparrow}{\uparrow} sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3}\dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{uparrow}{sp^3}$

Hybrydyzacja

Jej inne przykłady to $C_2H_6, H_2O, NH_3, NH^+_4, SO^{2-}_4, ClO^-_4$ itd.

Teraz omówimy kilka innych ciekawych przykładów:

Powstawanie cząsteczek NH3 i H2O

W $NH_2$ cząsteczce atom azotu jest $sp^3$ hybrydyzowany i jeden orbital hybrydowy zawiera dwa elektrony. Teraz trzy 1s- orbitale trzech atomów wodoru nakładają się na trzy $sp^3$ orbitale hybrydowe tworząc $Nh_3$ cząsteczkę. Chociaż kąt HNH powinien być $109.5^0$ , ale z powodu obecności jednego zajętego $sp^3$ – orbitala hybrydowego kąt zmniejsza się do $107.8^0$ . Stąd kąt wiązania w cząsteczce $NH_3$ wynosi $107,8^0$ .

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

Hybrydyzacja

Powstanie cząsteczek NH3 i H2O przez hybrydyzację sp2

Podobnie w cząsteczce $H_2O$ atom tlenu jest $sp^3$ – zhybrydyzowany i ma dwa zajęte orbitale. Z tego powodu kąt wiązania w cząsteczce wody wynosi $105.5^0$ .

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

Powstawanie cząsteczek C2H4 i C2H2

W $C_2H_4$ cząsteczce atomy węgla są $sp^2$ hybrydyzowane i jeden orbital 2p pozostaje poza hybrydyzacją. Tworzy to wiązanie p, podczas gdy $sp^2$ -hybrydowe orbitale tworzą wiązania sigma-, jak pokazano poniżej:

underset{text{stan wzbudzony}}{C} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \dfrac{sp^2 \text{hybrid}- \uparrow}{\uparrow} sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{uparrow}{2p_z}

Hybrydyzacja

Powstanie cząsteczki C2H4 przez hybrydyzację sp2

Podobnie w $C_2H_2$ cząsteczce zachodzi hybrydyzacja sp i dwa orbitale 2p pozostają poza lub hybrydyzacja. Dlatego dwa wiązania pi powstają w $C_2H_2$ , jak pokazano powyżej:

Hybrydyzacja

Powstanie cząsteczki C2H2 przez hybrydyzację sp

$dsp^2$ – Tutaj następuje mieszanie się orbitali d_{x^2- y^2}, s, p_x ^text{i} p_y dając cztery nowe $dsp^2$ orbitale hybrydowe.

Kształt jest kwadratowy planarny.

Ex.

$^-2$

Głównie dla kompleksów o koordynacji nr 4.

$sp^3d$ – Tutaj zachodzi mieszanie $s, p_x, p_y, p_z ^text{i} dz^2$ . Odbywa się w celu utworzenia 5 nowych hybryd, które są $sp^3$ zhybrydyzowane. Kształt to bipiramida trygonalna.

Hybrydyzacja

Kroki		$CH_4$	$SO_4$	$. CO_2$	$NH_3$	$H_2 O$	$SO_4$	$NO_3$
	No. elektronów walencyjnych	8	18	16	8	8	32	24
	Nr. wymaganych orbitali	4	2	2	3	2	4	3
	Wymagane elektronów dla dupleksu/oktetu	8	16	16	6	4	32	24
	Nr. samotnych par elektronów /2	0	1	0	1	2	0	0
	No. orbitali	4	3	2	4	4	4	3

Hybrydyzacja	$. SP^3$	$SP^2$	SP	$SP^3$	$. SP^3$	$SP^3$	$SP^2$
Struktura	Tetraedryczny	Trójkątny	Liniowy	Tetraedryczny	Tetraedryczny	Trójkątny
Geometria	Tetraedryczna	Kątowa	Liniowa	Piramidka trójkątna	Kątowa	Tetraedryczna	Trójkątna

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

$sp^3d^2$ – Tutaj następuje mieszanie się $s, p_x, p_y, p_z, d_{z2}, d_{x^2- y^2}$ dając 6 nowych $sp^3d^2$ zhybrydyzowanych orbitali lub hybryd.

$tekst{Kształt} \to \text{Octahedral}$

Hybridisation

E.g., $SF_6, XeF_4$ itd.

Reguły obliczania hybrydyzacji

W celu poznania typu hybrydyzacji w związku lub jonie przestrzega się następujących reguł.

(i) Obliczyć całkowitą liczbę elektronów walencyjnych.

(ii) Obliczyć liczbę dupleksu lub oktetu.

$= \dfrac{Total valence electrons}}{2}$

Or $tekst{Total valence electrons}{8}$

(iii) Liczba samotnych par elektronów

$tekst{Total number of electrons} = \dfrac{-.8 razy \tekst{Liczba dupleksów}}{2}$ $\tekst{Całkowita liczba elektronów} = \dfrac{-8 razy \tekst{Liczba oktetów}}{2}$

(iv) NO. użytego orbitalu = Liczba dupleksu lub oktetu + Liczba samotnych par elektronów

(v) Jeśli nie ma samotnej pary elektronów to geometria orbitali i cząsteczki jest inna.

Na przykład niektóre cząsteczki i jony są uważane za

Dodaj komentarz Anuluj pisanie odpowiedzi