9.22: Гібридні орбіталі - sp³

Last updated

Oct 25, 2022
Save as PDF
- 9.21: Теорія валентних зв'язків
- 9.23: Гібридні орбіталі - sp і sp²

$\newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} }$

$\newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}}$

$\newcommand{\id}{\mathrm{id}}$

$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$

$\newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}$

$\newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}$

$\newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}$

$\newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}$

$\newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}$

$\newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}$

$\newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}$

$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$

$\newcommand{\id}{\mathrm{id}}$

$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$

$\newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}$

$\newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}$

$\newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}$

$\newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}$

$\newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}$

$\newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}$

$\newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}$

$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$

Перспектива гілок знизу землі. — Малюнок $\PageIndex{1}$ : (Кредит: Priit Kallas (Вікімедіа: Pk2000); Джерело: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Perspective_branches.jpg(opens у новому вікні); Ліцензія: Громадське надбання)

Ви впізнаєте цю рослину?

Якби ми гуляли по пляжу, рослини, показані вище, виглядали б зовсім інакше. Вони були б короткими і стирчать з піску. Коли ми бачимо їх таким чином, ми можемо не відразу визнати їх пляжними рослинами. Часто нам потрібно по-різному дивитися на навколишній світ, щоб краще зрозуміти речі.

Гібридні орбіталі - sp ³

Схема зв'язку, описана теорією валентних зв'язків, повинна враховувати молекулярні геометрії, як передбачено теорією VSEPR. Для цього ми повинні ввести поняття гібридних орбіталів.

$sp^3$ гібридизація

На жаль, перекриття існуючих атомних орбіталів ( $s$ тощо) недостатньо для пояснення деяких спостережуваних склеювальних та молекулярних геометрій. $p$ Розглянемо елемент вуглецю і $\left( \ce{CH_4} \right)$ молекулу метану. Атом вуглецю має електронну конфігурацію $1s^2 \: 2s^2 \: 2p^2$ , тобто він має два непарні електрони на своїх $2p$ орбіталах, як показано на малюнку нижче.

Малюнок $\PageIndex{2}$ : Орбітальна конфігурація атома вуглецю. (Кредит: Joy Sheng; Джерело: CK-12 Foundation; Ліцензія: CC BY-NC 3.0 (відкривається в новому вікні))

Згідно з описом теорії валентних зв'язків до цих пір, очікується, що вуглець утворює лише дві зв'язки, відповідні двом його непарним електронам. Однак метан - звичайна і стабільна молекула, з чотирма еквівалентними $\ce{C-H}$ зв'язками. Для обліку цього один з $2s$ електронів просувається на порожню $2p$ орбіту (див. Малюнок нижче).

Малюнок $\PageIndex{3}$ : Просування вуглецевого $s$ електрона до $p$ порожньої орбіти. (Кредит: Joy Sheng; Джерело: CK-12 Foundation; Ліцензія: CC BY-NC 3.0 (відкривається в новому вікні))

Тепер можливі чотири облігації. Просування електрона «обходиться» невеликою кількістю енергії, але нагадаємо, що процес утворення зв'язків супроводжується зниженням енергії. Дві додаткові зв'язки, які тепер можуть бути сформовані, призводять до меншої загальної енергії і, отже, більшої стійкості до $\ce{CH_4}$ молекули. Вуглець зазвичай утворює чотири зв'язку в більшості своїх сполук.

Кількість зв'язків тепер правильна, але геометрія неправильна. Три $p$ орбіталі ( $p_x$ $p_y$ ,, і $p_z$ ) орієнтовані $90^\text{o}$ відносно один одного. Однак, як видно з теорії VSEPR, $\ce{H-C-H}$ спостережуваний кут зв'язку в $\ce{CH_4}$ тетраедричній молекулі насправді $109.5^\text{o}$ . Тому молекула метану не може бути адекватно представлена простим перекриттям $2s$ і $2p$ орбіталів вуглецю $1s$ орбіталями кожного атома водню.

Щоб пояснити зв'язок в метані, необхідно ввести поняття гібридизації і гібридних атомних орбіталів. Гібридизація - це змішування атомних орбіталів в атомі для отримання набору гібридних орбіталів. Коли відбувається гібридизація, вона повинна робити це в результаті змішування нееквівалентних орбіталів. Іншими словами, $s$ і $p$ орбіталі можуть гібридизувати, але $p$ орбіталі не можуть гібридизувати з іншими $p$ орбіталями. Гібридні орбіталі - це атомні орбіталі, отримані, коли дві або більше нееквівалентні орбіталі з одного атома об'єднуються в процесі підготовки до утворення зв'язків. У поточному випадку вуглецю одиночна $2s$ орбітальна гібридизується з трьома $2p$ орбіталями, утворюючи набір з чотирьох гібридних орбіталів, званих $sp^3$ гібридами (див. Малюнок нижче).