Hybrydyzacja – czyli wszystko co powinieneś wiedzieć do matury

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 prostej lub w przypadku cząsteczki złożonej – fragmentu w obrębie rozpatrywanego atomu centralnego. W tym przypadku cząsteczka będzie trygonalna (trójkątna), o kącie pomiędzy wiązaniami 120 stopni.

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.

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.

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.

 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.

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: …………………………..

Ten artykuł przygotował dla Was Jakub Ciesielka