Hybridisaatio (kemia)

Wikipedia

Atomiorbitaalien hybridisaatio on VSEPR- (Valence Shell Electron Pair Repulsion) ja LCAO-teorioiden (Linear Combination of Atomic Orbitals) selitys kovalenttisten ja polaaristen (t.s. molekyylin sisäisen dipolin sisältävien) sidosten muodostumiselle eri atomien välillä. Hybridisaatiolla tarkoitetaan yleisesti atomiorbitaalien uudelleenjärjestymistä molekyyleissä, jolloin muodostuu uusia avaruudellisesti eri tavoin suuntautuneita molekyyliorbitaaleja.

Sisällysluettelo

[muokkaa] sp3-hybridisaatio

Perustilassa olevan atomisen hiilen atomiorbitaalit ja niiden sisältämät elektronit voidaan kuvata seuraavasti (nuolien suunta kuvaa e-:ien spiniä):

C\quad   \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\;   \frac{\uparrow\downarrow}{2s}\;   \frac{\uparrow\,}{2p_x}\;   \frac{\uparrow\,}{2p_y}\;   \frac{\,\,}{2p_z}

Orbitaalit on siis täytetty Paulin kieltosäännön mukaisessa järjestyksessä. LCAO-teoriassa mitätöidään sivukvanttiluvun vaikutus orbitaaleihin seuraavasti: aluksi oletetaan saman pääkvanttiluvun omaavien orbitaalien olevan samanarvoisia energian suhteen, ja sen jälkeen nämä yhdistetään vastaavaksi määräksi hybridiorbitaaleja, jotka nimetään erikseen.

C^{*}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\,}{2s}\; \frac{\uparrow\,}{2p_x} \frac{\uparrow\,}{2p_y} \frac{\uparrow\,}{2p_z} jotka hybridisoítuvat

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

Hybridisoituneen atomin 2s2- ja 2p2-orbitaalit ovat järjestäytyneet uudelleen neljäksi samanlaiseksi sp3-hybridiorbitaaliksi. sp33-Hybridiorbitaalit muodostuvat yhden s-orbitaalin ja kolmen p-orbitaalin uudelleenjärjestyessä. sp3-Orbitaalit pyrkivät suuntautumaan mahdollisimman kauas toisistaan muodostaen tetraedrirakenteen, jossa sidosten väliset kulmat ovat 109,5°. Näin muodostetut hybridiorbitaalit selittävät esimerkiksi metaanin hiilen ja vetyjen välisten sidosten kokeellisesti havaitun samanlaisuuden:

Kaaviokuva hiilen laskennallisten hybridiorbitaalien suunnista vetyatomien s-orbitaaleihin nähden eli tavanomaisemmin Metaanin havaittu rakenne

Fysiikassa tämä teoria ei toimi, sillä mm. alkuaineiden spektrien ominaisuudet eivät selity hybridiorbitaalien kautta. Kemiassa käytettävät monet spektroskopian muodot on standardoitu siten että tutkimuksesta saatava vaste on helposti tulkittavissa todisteiksi hybridiorbitaaleja kuvailevan LCAO-teorian erinomaisesta sovellettavuudesta kemiallisessa analyysissä.

LCAO-teoriassa sama toteutetaan matemaattisesti tekemällä rajattuja yksinkertaistuksia ytimestä etäimmälle ulottuvia orbitaaleja kuvaaville yhtälöille.

C'*'-merkintä tarkoittaa edellä sitä, että hiiliatomit eivät ole kvanttimekaanisen atomimallin mukaisessa perustilassaan (joka kai toteutuisi absoluuttisessa nollapisteessä kaikille atomeille).

[muokkaa] sp2-hybridisaatio

Kaksoissidoksen syntyessä yksi s-orbitaali ja kaksi p-orbitaalia hybridisoituu kolmeksi sp2-hybridiorbitaaliksi. Yksi p-orbitaali jää muuntumatta.

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

Esimerkiksi etenissä (C2H4) on kaksoissidos hiiliatomien välillä ja sen Lewis-rakenne on:

Ethene Lewis Structure. Hiiliatomit sitoututuvat kaksoissidoksella toisiinsa sekä kahteen vetyatomiin.

Kaksoissidoksen muodostuessa hiiliatomit sitoutuvat toisiinsa ensin hybridiorbitaalien muodostamalla sigma-sidoksella. Hiiliatomi muodostaa kaksi sigma-sidosta muiden atomien kanssa siten, että sidosten välinen kulma on 120° ja sidokset ovat samassa tasossa, joten kaksoissidoksen kohdalta molekyyli on tasomainen. Muuntumattomat 2p-elektronit muodostavat sigma-sidoksen rinnalle pii-sidoksen. pii-Sidoksen elektronitiheys on pienempi kuin s-sidoksen, jolloin se on sigma-sidosta heikompi ja reagoi helposti. Kaksoissidosta sanotaan tyydyttymättömäksi. p-Sidos estää molekyylin kiertymisen akselinsa ympäri ja aiheuttaa sidokselle jäykän rakenteen.

[muokkaa] sp-hybridisaatio

Kolmoissidoksen kuvaamiseen tarvitaan sp-hybridiorbitaali. Kolmoissidosta muodostavalla atomilla on kaksi sp-hybridiorbitaalia. Kaksi p-orbitaaleista jää hybridisaation ulkopuolelle. Hiiliatomit liittyvät toisiinsa ensin yhdellä sp-orbitaalien muodostamalla sigma-sidoksella. p-Orbitaalien muodostamia pii-sidoksia syntyy kaksi. Sidosten välinen kulma on 180°, joten molekyyli on lineaarinen. Esimerkiksi etyynissä (C2H2) kolmoissidos muodostuu sp-orbitaalien välisestä sigma-sidoksesta ja p-orbitaalien muodostamasta kahdesta pii-sidoksesta.

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


[muokkaa] Esimerkkejä

Hybridisaation käsitteellä pystytään ennustamaan monien molekyylien muotoja:

  • AX2 (esim., BeCl2): sp-hybridisaatio; lineaarinen
  • AX3 (esim., BCl3): sp²-hybridisaatio; kolmiomainen
  • AX4 (esim., CCl4): sp³-hybridisaatio; tetrahedraalinen
  • AX5 (esim., PCl5): sp³d-hybridisaatio; kolmiomainen bipyramidaalinen
  • AX6 (esim., SF6): sp³d²-hybridisaatio; oktahedraalinen (neliömäinen bipyramidaalinen)

Tämä ei pidä paikkaansa tarkasti, mikäli yhdisteen keskusatomia kiertää myös ei-sitovia elektroneja (non-bonding elctrons). Jos näitä on, sidoskulmat keskusatomin suhteen pienenevät. Ei-sitovilla elektroneilla ei ole toista atomiydintä kierrettäväkseen, jolloin ne "vievät enemmän tilaa" keskusatomin lähellä. Näin käy esim. ionilla PCl4+, jossa fosfori on sp3d hybridisoitunut.

Hybridisaation käsitettä on käytetty selittämään myös metallien kompleksiyhdisteissä esiintyviä kovalenttisen sidoksen ja keskusatomin välisiä sidoksia, mutta tässä tapauksessa molekyyliorbitaaliteoria on tieteellisesti eksaktimpi.