Hybrydyzacja – czyli jaki kształt mają cząsteczki?

Drodzy koledzy!
Zapewne większość z Was stroni od kwantowych teorii i równań, które w gruncie rzeczy są bardzo skomplikowane i przyprawiają o zawrót głowy niejednego, który postanowił zacząć „bawić się” zjawiskami na poziomie atomów. Ten artykuł ma za zadanie w sposób jasny i przejrzysty omówić teorię hybrydyzacji i tworzenia się wiązań chemicznych, które dzieją się na poziomie najmniejszych cząstek budujących Wszechświat. Rozłóżmy atom na czynniki pierwsze i zacznijmy od podstaw. Atom składa się z dodatnio naładowanego jądra, o określonej liczbie protonów (przypomnij sobie definicję liczby atomowej) i neutronów. Zjawiska zachodzące w jądrze atomowym, też fascynujące, zostawimy na inny artykuł. Zajmijmy się elektronami, cząstkami elementarnymi zaangażowanymi w powstawanie wiązań chemicznych. Każdy atom posiada ściśle określoną liczbę elektronów, rozmieszczonych na powłokach poza jądrem atomowym. W przyrodzie wszystko ma swój porządek. Elektrony nie są rozmieszczone byle jak, nie są porozrzucane. Są ułożone przemyślanie, na określonych poziomach energetycznych, zwanych orbitalami. Orbital sam w sobie nie jest niczym materialnym, nie możemy go zobaczyć, nawet pod najdoskonalszymi narzędziami do badania struktury atomów. Orbital, stanowi prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w przestrzeni. Jest swojego rodzaju funkcją, opisującą to prawdopodobieństwo. Pamiętasz funkcje z matematyki? Często funkcja wskazuje jak przestrzeń się zachowa. Funkcją może być linia prosta, parabola, wzór opisujący objętość kuli i wiele innych. Tak samo jest z orbitalami. Orbital przyjmuje różne kształty, w których możemy znaleźć elektron. Orbital typu s ma kształt kuli, a orbital typu p trójwymiarowej ósemki, która może być różnie rozmieszczona w przestrzeni, zobacz sam:

Strzałki w schemacie klatkowym obrazują elektron. Kształt orbitalu to funkcja matematyczna, gdzie możemy napotkać elektron z pewnym prawdopodobieństwem.

Dla uproszczenia i naszych przemyśleń możemy na chwilę sobie przyjąć, że orbitale stanowią paczki, w których ułożone są elektrony. Połączmy w takim razie te informacje z tworzeniem wiązań. Wiązania tworzone są przez elektrony walencyjne, często są to elektrony zajmujące ostatnią powłokę. Pomyślmy chwilę nad cząsteczką borowodoru- BH3 . Bor, leży w 13 grupie układu okresowego. Jego konfiguracja w zapisie podpowłokowym to: 2s2 2p1. Aby atom boru utworzył 3 wiązania, musi posiadać 3 niesparowane elektrony. Po wejściu w stan wzbudzenia (*) jego konfiguracja zapisana klatkowo będzie wyglądała następująco:

Teraz atom boru może wytworzyć trzy wiązania z atomami wodoru, który posiada tylko jeden elektron. Napotykamy jednak na problem. Wiemy, że poszczególne orbitale cechują się różną energią, natomiast wiązania powstające w cząsteczce BH3 są równocenne, czyli w zasadzie identyczne energetycznie, bo mają taką samą energię. W jaki sposób rozwiązać ten problem? Odpowiedzią jest hybrydyzacja. Hybrydyzacja znowu nie jest jakimś namacalnym zjawiskiem. Hybrydyzacja jest teorią matematyczną, która zakłada, najprościej rzecz ujmując, wymieszanie orbitali atomowych, które będą uczestniczyły w tworzeniu wiązań. Zapewni to, że uzyskamy dokładnie takie same wiązania, o równej energii. Powstaną orbitale zhybrydyzowane o energii uśrednionej.

Wyobraźmy sobie, że przygotowujemy ciasto. Do mąki dodajemy szczyptę soli. Po wymieszaniu składników otrzymamy jednolitą mieszaninę, i zawsze na określoną jednostkę mąki będzie przypadało proporcjonalnie tyle samo soli. Tak samo jest w hybrydyzacji.

Orbitale ulegają wmieszaniu i otrzymujemy nowe orbitale, które są takie same, czyli równocenne. W cząsteczce boru mamy jeden orbital s i 2 orbitale p. Warto wspomnieć, że na podpowłocę p, każdy z orbitali cechuje się różnym ułożeniem przestrzennym, zobacz wyżej. W procesie hybrydyzacji orbitale atomowe- jeden s i dwa p, ulegają wymieszaniu tworząc zhybrydyzowane orbitale sp2 . Takie zhybrydyzowane orbitale będą mogły przyłączyć elektron atomu wodoru, a samo połączenie orbitalu s atomu wodoru z hybrydyzowanymi orbitalami będzie tzw. połączeniem czołowym, na wskutek czego powstaną 3 takie same wiązania określane jako wiązania sigma. Pamiętaj, że czołowe nałożenie orbitali s i p, prowadzi do powstania mocnych wiązań sigma, a nałożenie boczne orbitali p, prowadzi do powstania słabszych wiązań π. Powiemy sobie o tym za chwilę. Zauważ, że dzięki hybrydyzacji możemy przewidzieć kształt cząsteczki. W tym przypadku cząsteczka będzie trygonalna (trójkątna), o kącie pomiędzy wiązaniami 120 stopni.

hybrydyzacja

hybrydyzacja

Przyjrzyjmy się teraz cząsteczce etenu o wzorze CH2 = CH2 . Konfiguracja atomu węgla na powłoce walencyjnej to, 2s22p2 . Atom węgla w stanie wzbudzonym będzie zawierał niesparowane elektrony.

konfiguracja

W cząsteczce etenu trzy orbitale ulegną hybrydyzacji- jeden s i jeden p, na wskutek czego powstaną orbitale zhybrydyzowane sp2 przy danym atomie węgla dwuwęglowej cząsteczki etenu. Zostaje nam jeszcze jeden orbital p, który nie ulegnie hybrydyzacji. Wynika to z natury cząsteczki etenu i braku przestrzeni na powstanie kolejnego wiązania sigma, które wymaga hybrydyzacji czołowej. W skrócie, nie ma miejsca na utworzenie drugiego wiązania sigma w tej płaszczyźnie gdzie powstało pierwsze, więc orbital nie ulegnie hybrydyzacji. Dwa orbitale zhybrydyzowane połączą się z orbitalami s atomu wodoru, pozostały zhybrydyzowany orbital utworzy wiązanie poprzez nałożenie czołowe zhybrydyzowanego orbitalu drugiego atomu węgla. W konsekwencji tych przemian powstaną trzy wiązania sigma przy jednym atomie węgla. Zostaje nam jeszcze jeden orbital niezhybrydyzowany p, który nałoży się bocznie na drugi orbital p, i powstanie rodzaj słabszego wiązania zwanego wiązaniem π.

wiązania pi

Prześledźmy teraz budowę cząsteczki H2S. Atom siarki posiada konfigurację walencyjną 2s2 2p4 . Widzimy, że siarka, aby spełnia regułę oktetu musi przyjąć 2 elektrony. Zastanówmy się co z resztą, elektronów już sparowanych, która znajdują się na podpowłokach s i p. Wiemy, że te elektrony cechują się różną energią, a atom będzie za wszelką cenę dążyć do uśrednienia energii elektronów w nowo powstającym związku. Taka jest istota hybrydyzacji. Zatem, elektrony stanowiące wolne pary muszą być także zhybrydyzowane. Hybrydyzacji ulegnie jeden orbital s i 3 orbitale p, czego skutkiem jest powstanie orbitali zhybrydyzowanych sp3 . Wolne pary elektronowe odpychają wiązania pomiędzy atomem siarki a wodoru. Przekłada się to na kształt cząsteczki, która w tym przypadku jest kątowa.

H2S hybrydyzacja

sp3 hybryda

 Jak możemy zauważyć na określenie hybrydyzacji ma wpływ obecność wiązań sigma i wolnych par elektronowych. Przypomnijmy, że wiązania π utworzone są przez niezhybrydyzowane orbitale. Np. zobaczmy na cząsteczkę CO2 . W cząsteczce tej posiadamy 2 wiązania σ i 2 π. Bierzemy pod uwagę 2 wiązania σ. W ich wytworzeniu bierze udział orbital s i p, czyli hybrydyzacja atomu węgla w CO2 to sp. Zobaczmy na cząsteczkę amoniaku. Amoniak zawiera 3 wiązania σ i 3 jedną parę elektronową. Konfiguracja sp3.

Prościej? Policz wiązania sigma i wolne pary elektronowe (liczba przestrzenna Lp). Jeżeli suma wynosi 2- hybrydyzacja sp, 3- sp2, 4- sp3. Zobaczmy jeszcze na zależność hybrydyzacji od kształtu cząsteczek. Zastanów się, dlaczego cząsteczki mogą przybierać takie kształty, uwzględnij obecność wolnych par elektronowych. W tabeli w nawiasach podano kąty między wiązaniami.

hybrydyzacja


 

Ten artykuł przygotował dla Was Jakub Ciesielka

 

 

 


 

Teoria teorią, ale czas na praktykę!

Żródło: CKE, maj 2019, PR

Dwa pierwiastki oznaczono umownie literami X i Z. Dwuujemny jon pierwiastka Z ma konfigurację elektronową 1s22s22p63s23p6 w stanie podstawowym. Pierwiastki X i Z tworzą związek XZ2, w którym stosunek masowy pierwiastka X do pierwiastka Z jest równy 3 : 16. Cząsteczka tego związku ma budowę liniową. Napisz wzór sumaryczny związku opisanego w informacji, zastępując umowne oznaczenia X i Z symbolami pierwiastków. Podaj typ hybrydyzacji (sp, sp2, sp3) orbitali walencyjnych atomu pierwiastka X tworzącego związek XZ2 oraz napisz liczbę wiązań typu σ i liczbę wiązań typu π występujących w cząsteczce opisanego związku chemicznego.

Wzór sumaryczny: ………………………………..

Liczba wiązań typu σ: ……………………………

Typ hybrydyzacji: ………………………………..

Liczba wiązań typu π: …………………………..

 

 

 

Udopstępnij:

Share on facebook
Facebook
Share on whatsapp
WhatsApp
Share on linkedin
LinkedIn

Cześć, dzięki, że do nas wpadłeś!

Jesteśmy Naukowców Dwóch, bo jesteśmy braćmi, których oprócz więzów krwi połączyła również pasja nauki i uczenia. Jakub (ten starszy) i skończył biotechnologię medyczną, a Filip (ten młodszy) kończy pisać doktorat z chemii organicznej. Chcielibyśmy, żeby ten blog tętnił życiem i był miejscem do którego będziesz często zaglądał, a my ze swojej strony postaramy się, żeby były tu tylko ciekawe i przydatne materiały do nauki chemii i biologii. Baw się dobrze!

Najnowsze wpisy