hybrydyzacja(1).doc

Czy nie wydaje się dziwne, że dwa na pozór podobne związki np. BF3 i NH3 (chodzi oczywiście o stechiometrie), tworzą cząsteczki o różnym kształcie? Pierwsza jest płaska! Natomiast w cząsteczce drugiej w kształcie piramidy, atom azotu znajduje się w jej wierzchołku!

Biorąc pod uwagę elektrony wiążące i wolne pary elektronów (oczywiście mowa tu jedynie o elektronach walencyjnych), możemy dojść do wniosku, że każda para elektronów chce zająć takie miejsce w przestrzeni, by do drugiej pary elektronów była jak największa odległość. W przypadku BF3 mamy do czynienia z trzema parami elektronów wiążących. W przestrzeni ułożą się one tak, by kąty między wiązaniami wynosiły 120o (cząsteczka płaska), wtedy oddziaływania między parami elektronów wiążących będą najmniejsze. W przypadku czterech par elektronów, (tyloma dysponuje cząsteczka amoniaku) trzy pary wiążące i jedna para elektronów wolnych, zajmą takie miejsce w przestrzeni, by kąty między orbitalami na których one się znajdują, wynosiły 109,5o. Natomiast z nakładania się trzech orbitali p azotu (pxpypz) z trzema orbitalami s wodoru wynika raczej kąt 90o.

Hybrydyzacja sp3

Jeszcze większą trudność napotkamy przy próbie interpretacji kształtu cząsteczki metanu CH4. Dwa wiązania C-H, tworzone są z udziałem dwóch orbitali p węgla i orbitali pochodzących od dwóch atomów wodoru (kąty 90o). Kolejne wiązania, powinny być wiązaniami koordynacyjnymi. Nasza, na poczekaniu tworzona teoria zaczyna być coraz bardziej naciągana. Trudno sobie wyobrazić, by węgiel, jedno wiązanie utworzył będąc donorem, a drugie akceptorem pary elektronowej:

Jeszcze trudniej będzie dokonać obliczeń, by zgadzały się z faktami doświadczalnymi - wszystkie wiązania równocenne, kąty między nimi 109,5o.

Dlatego i tylko w celu uproszczenia obliczeń wprowadzono pojęcie hybrydyzacji.

Z języka łacińskiego “hybryda” oznacza mieszańca.

Według tej koncepcji, orbital 2s i 3 orbitale p węgla ulegają wymieszaniu (hybrydyzacji), tworząc cztery nowe, jednakowe orbitale zhybrydyzowane, które oznaczymy sobie jako: t1, t2, t3 i t4. Orbitale te, w przestrzeni ułożą się tak, by kąty między nimi wynosiły właśnie 109,5o.

Z uwagi na to, że orbitale te powstały z jednego orbitalu s i trzech orbitali p, nazwiemy je orbitalami sp3:

s + 3p → 4sp3

Otrzymane orbitale zhybrydyzowane, mają nieco mniejszą energię niż orbitale wyjściowe. Cały proces hybrydyzacji myślowo można podzielić na następujące etapy:

·         wzbudzenie atomu związane z promocją jednego elektronu z orbitalu 2s na orbital 2p

·         hybrydyzacja

Na szczęście atom węgla „nie wie” o tym, że najpierw musi ulec wzbudzeniu, a później hybrydyzacji. Wiązania tworzone są w jednym etapie.

Hybrydyzacja jest tylko modelem matematycznym, dzięki któremu w prosty sposób możemy przewidzieć kształt cząsteczki (kąty jakie tworzą orbitale zhybrydyzowane między sobą, a później gdy powstaną z nich wiązania, kąty między wiązaniami). W takim przypadku, celowym wydaje się zapoznanie z innymi sposobami hybrydyzacji.

Hybrydyzacja sp2

Orbital s atomu węgla w stanie wzbudzonym nie musi ulegać wymieszaniu z trzema orbitalami p! Może on ulec hybrydyzacji jedynie z dwoma orbitalami p, np. px i py. Oczywiście w tym przypadku, jeżeli wymieszaniu ulegają trzy orbitale atomowe, uzyskamy również trzy orbitale atomowe zhybrydyzowane, które nazywają się orbitalami sp2:

s + 2p → 3sp2
 

Pozostaje jeszcze orbital pz leżący na osi Z, z jednym elektronem. Orbitale zhybrydyzowane t1, t2 oraz t3 będą leżały więc na płaszczyźnie XY, a kąty między nimi wynoszą 120o.

Hybrydyzacja sp

Jeżeli wymieszaniu ulegnie orbital s z jednym orbitalem p węgla, powstaną dwa orbitale zhybrydyzowane, które nazwiemy orbitalami sp:

s + p → sp
 

Pozostaną dwa niezhybrydyzowane orbitale py i pz (leżące na osiach Y i Z). Orbitale zhybrydyzowane, będą leżały na osi X, a kąt między nimi będzie wynosił 180o.

Inne rodzaje hybrydyzacji - hybrydyzacja sp3d (dsp3)

Pierwiastki leżące w trzecim okresie dysponują już niskoenergetycznymi orbitalami d. Ponadto, dla tych pierwiastków nie obowiązuje już ściśle przestrzegana dla pierwiastków drugiego okresu, reguła oktetu. Mogą one posiadać więcej niż 8 elektronów. Np. fosfor oprócz trójchlorku fosforu PCl3, tworzy również pięciochlorek fosforu PCl5. Utworzenie tego związku nie byłoby możliwe bez zaangażowania orbitali d fosforu. W celu określenia kształtu cząsteczki, przyjmujemy że jeden elektron z orbitalu 3s fosforu zostaje przeniesiony na orbital 3d. W kolejnym etapie, orbital 3s, trzy orbitale 3p oraz jeden orbital 3d ulegają wymieszaniu (hybrydyzacji), tworząc pięć identycznych orbitali zhybrydyzowanych:

s + 3p + d → 5sp3d
 

W przestrzeni orbitale te ułożą się w ten sposób, że utworzą bipiramidę trygonalną.

Hybrydyzacja sp3d2 (d2sp3)

Pierwiastki XVI grupy do oktetu potrzebują jedynie dwóch elektronów, dlatego z wodorem tworzą związki H2A. Jednakże z innymi pierwiastkami (bardziej elektroujemnymi od nich) mogą tworzyć 6 identycznych wiązań, które skierowane są ku narożom ośmiościanu. Powstawanie tych wiązań tłumaczymy udziałem orbitali d w hybrydyzacji (wyjątkiem jest oczywiście tlen, który nie dysponuje niskoenergetycznymi orbitalami d).

s + 3p + 2d → 6sp3d2
 

Hybrydyzacja sp3d3 (d3sp3)

Niektóre pierwiastki mogą przyłączyć siedem innych atomów. Wiązania atomu centralnego kierowane są ku narożom bipiramidy pentagonalnej. Powstawanie siedmiu identycznych wiązań i kształt cząsteczki łatwo sobie wyobrazić jeżeli przyjmiemy, że atom centralny ulega hybrydyzacji sp3d3:

s + 3p + 3d → 7sp3d3