Хибридизација Орбитала

Хибридне орбитале су корисне за објашњење и описивање геометријског облика молекула.

При мијешању s и p орбитала, долази до помијерања центра наелектрисања електронског облака у односу на s орбиталу.

Теорију хибридизације је први предложио хемичар Линус Паулинг како би објаснио структуру молекула као што је метан. Према теорији и методи валентне везе, геометријски облик молекула и усмјереност веза у простору посљедица је преклапања атомских орбитала које је утолико повољније уколико може достићи максималну вриједност. Полазећи од електронске конфигурације некада је тешко објаснити усмјереност веза у простору. За описивање структуре таквих молекула користи се концепт хибридизације. Хибридизација није неопходна за описивање свих молекула, него углавном налази примјену за описивање геометријског облика молекула који садрже угљеник, азот, кисеоник и фосфор.

Хибридизација према броју модификованих атомских орбитала у угљениковом атому може бити:

1. тетраедарска хибридизација - sp3 ( засићена органска једињења )
2. тригонална - sp2 ( незасићена органска једињења са двогубом везом )
3. дигонална - sp ( незасићена органска једињења са трогубом везом )

Примјер sp³ хибридизације је молекул метана CH₄, који има тетраедарски облик.

Атом угљеника у основном стању има конфигурацију:

${\displaystyle C\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \downarrow }{2s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{x}}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{y}}}\;{\frac {\,\,}{2p_{z}}}}$ 

Од четири валентна електрона угљеника два се налазе под правим углом(у двије p орбитале) а друга два се налазе у 2s орбитали те немају никакво усмјерење у простору, док су у молекулу метана валенце метана усмјерене тетраедарски у простору.

Угљеников атом при сједињавању најприје прелази у стање промоције (тј. један 2s електрон прелази у празну 2p_z орбиталу):

${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{x}}}{\frac {\uparrow \,}{2p_{y}}}{\frac {\uparrow \,}{2p_{z}}}}$ 

Након тога долази до хибридизације, тј. до укрштања или мијешања једне 2s и три 2p орбитале (2p_x 2p_y 2p_z). При томе настају четири једнаке орбитале усмјерене ка тјеменима тетраедра у простору. Ове орбитале се називају sp³ орбитале.

${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}}$ 

Прецизније речено sp³ хибридне орбитале се добију на основу рјешења Шредингерове једначине за конфигурацију електрона у побуђеном стању, тј. након промоције и представљају линерарну комбинацију s и p орбитала.

Везивањем са четири атома водоника (преклапањем sp³ хибридних орбитала угљеника са 1s орбиталама водоника при чему се стварају четири сигма везе) настаје молекул метана који има тетраедарски облик. sp³ хибридизација је карактеристична за засићене угљоводонике.

До sp³ хибридизације долази и код атома кисеоника и азота у молекулу воде и амонијака. При томе у молекулу воде двије sp³ хибридне орбитале су преклопљене са 1s орбиталама два атома водоника(тј. успостављена је хемијска веза) а двије sp³ хибридне орбитале садрже два слободна електронска пара. Код молекула амонијака једна sp³ хибридна орбитала садржи слободан електронски пар. Слободни електронски парови се одбијају, а дјелују и на електроне у преосталим хибридним орбиталама због чега долази до смањивања угла између веза.

 

Примјер sp² хибридизације је молекул етена, који садржи двоструку везу између два атома угљеника. У молекулу етена су sp² хибридизована оба атома угљеника. Код атома угљеника долази до мијешања 2s орбитале са двије 2p орбитале, при чему се добију три sp² хибридне орбитале које се налазе у истој равни а угао између њих је 120° степени. Такође је остала и једна 2p орбитала која није хибридизована.

${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{p}}}$ 

У молекулу етена два атома угљеника се међусобно спајају сигма ковалентном везом која настаје преклапањем двије sp² орбитале и сваки атом угљеника ствара двије сигма везе са по два атома водоника преклапањем sp² орбитале угљеника и 1s орбитале водоника. Такође се између два атома угљеника формира π веза бочним преклапањем двије 2p орбитале које су нормалне на раван молекула.

До sp хибридизације долази код алкина који садрже троструку везу између два атома угљеника. У овом случају 2s орбитала се мијеша само са једном 2p орбиталом при чему настају двије sp орбитале између којих је угао од 180° степени и остају двије 2p орбитале које су непромијењене.

${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp}}{\frac {\uparrow \,}{p}}{\frac {\uparrow \,}{p}}}$ 

У молекулу етина између два атома угљеника настаје једна сигма веза sp–sp преклапањем и двије додатне π везе које се добију бочним преклапањем p орбитала. Сваки атом угљеника ствара и једну сигма везу са атомом водоника s–sp преклапањем.

Хибридизација може објаснити облике молекула:

• AX₁ (нпр. LiH): не долази до хибридизације; тривијално линеаран
• AX₂ (нпр. BeCl₂): sp хибридизација линеаран или дијагоналан облик; угао између веза је 180°
  • AX₂E (нпр. GeF₂): савијен V облик, < 120°
• AX₃ (нпр. BCl₃): sp² хибридизација; тригонални планарни облик; углови између веза су 120°
• AX₄ (нпр. CCl₄): sp³ хибридизација; тетраедарски облик; углови између веза су ≈ 109.5°
  • AX₃E (нпр. NH₃): тригонално пирамидални, угао између веза 107° (Слободни електронски пар незнатно мијења угао између веза због повећаног одбијања)
• AX₅- (нпр. PCl₅): sp³d хибридизација; тригонално бипирамидални облик
• AX₆ (нпр. SF₆): sp³d² хибридизација; октаедарски (или квадратно бипирамидални облик).

Ако на централном атому има слободних електронских парова онда углови између веза постају мањи због повећаног одбијања. На примјер у молекулу воде H₂O на атому кисеоника постоје двује везе са атомима водоника и два слободна електронска пара. Модел молекула је онда AX₂E₂ и долази до sp³ хибридизације и распоред електронских парова у молекулу воде је тетраедарски. Угао између веза је 104.5°.

• Pauling, Linus (1988). General chemistry. Mineola, NY: Dover Publications, Inc. 
• Wilson, E. J. N.; Pauling, Linus (1985). Introduction to quantum mechanics: with applications to chemistry. New York: Dover Publications. 

• Covalent Bonds and Molecular Structure Архивирано на сајту Wayback Machine (10. фебруар 2009) ((језик: енглески))
• Hybridisation flash movie ((језик: енглески))