58020 Picture
4 (3)

12

gdzie:

ii liczba elektronów zajmujących orbitale molekularne wiążące, ii liczba elektronów zajmujących orbitale molekularne antywiążące.

Korzystając z przedstawionych poprzednio diagramów orbitali molekularnych 1*2, CK i CO, otrzymuje się następujące wartości N dla:

l\:    N = i(8-6)=l,

2

0₂:    N = _L (8 — 4) = 2,

2

CO: N = i(8-2) = 3.

2

1.6.7. Hybrydyzacja orbitali atomowych 1.6.7.1. Uwagi ogólne

Przez hybrydyzację orbitali należy rozumieć wyrównanie energii orbitali i pewne ich ujednolicenie. Pojęcie hybrydyzacji zaczerpnięte zostało z kynologu. gilzie oznacza ono w uproszczeniu wymieszanie i otrzymywanie mieszańców. I lybrydyzację można łatwo zrozumieć na przykładzie związków węgla. W stanie podstawowym notacja elektronów walencyjnych atomu węgla jest następująca: 2,v²/r, a schematycznie:

C

Dwa elektrony sparowane występują w orbitalu 2$, a dwa pozostałe, niespa-rowane, w orbitalach 2p_x i 2/7,.. Z konfiguracji lej wynikałoby, że atom C winien być przede wszystkim dwuwartościowy dzięki pojedynczym elektronom 2p². Pojedynczo związane podstawniki (np. H lub Cl) powinny utworzyć dwa wiązania ustawione w stosunku do siebie w przestrzeni pod kątem prostym. Pod takim kątem występują w stosunku do siebie orbitale p. Tymczasem w praktyce związki węgla dwuwartościowego są bardzo rzadkie, powszechne są natomiast związki węgla czterowartościowego, i co więcej, w takich połączeniach jak np. w Cl l₄, CCI4 itp. wszystkie cztery wiązania pomiędzy atomem węgla i atomami podstawników są równocenne. Wiązania te cechują się tą samą energią i długością, są ustawione względem siebie pod kątem 109°28*. Tworzą one strukturę przestrzenną tetraedru umiarowego, w środku którego znajduje się atom węgla, a w jego narożach atomy podstawników. Wyjaśnienie zjawiska polega właśnie na przyjęciu koncepcji hybrydyzacji, tutaj dokładniej hybrydyzacji ,v/;' Atom węgla wchodzący w związek z czterema innymi atomami ulega polnid/cniu Po hud/cnic polega na zwiększeniu jcyo energii. Energia orbitali elektronów • i 2/> zostaje zwiększona. Wraz ze zwiększeniem energii jeden orlnl.d 2,v oiu trzy orbitale 2p ulegaj;) hybrydyzacji (wymieszaniu), w elekcie czego pow:.lit| cztery równocenne orbitale zhybrydyzowane //, tworzące właśnie strukturę tein edryczną:

Po hybrydyzacji sp' w atomie występują cztery niesparowane elektroi w czterech orbitalach zhybrydyzowanych. Teoria hybrydyzacji (teoria mięsnych funkcji falowych) została więc dostosowana do zjawisk spotykanyi w praktyce. Hybrydyzacja .v/r jest bardzo rozpowszechniona i dotyczę mc t\ll związków węgla. Mówi się o niej w przypadku takich atomów, |iik np w H2SO4 czy H2SO3, O w H₂0, N w NH₃ itd.

Oprócz hybrydyzacji sp' wyróżnia się jeszcze wiele innych rodzajów lis lo dyzacji, jak np. sp, sp², sp cl, sp\l\ d²sp' itd.

Można przyjąć, że w cząsteczkach wieloatomowych elektrony wyslępt przy związanych ze sobą atomach. Takie elektrony tworzą wiązania :lokiili: wane lub ukierunkowane, tj. wiązania dwuatomowe. Dla każdego takiego aloi tworzy się orbital wiążący i antywiążący. Elektrony walencyjne atomów zajm różne orbitale molekularne. Struktura połączenia staje się najbardziej stabil gdy pokrycie orbitali atomowych tworzących wiązania jest możliwie najwi szc. W wielu cząsteczkach kąty wiązań zlokalizowanych wynoszą ok ^lJ I0⁽)°28’, 120° i 180°. L. Pauling zaproponował tutaj hybrydyzację orbitali , mowych dla wiązań zlokalizowanych.

W cząsteczce wody ll₂0 występują 3 atomy. Konfiguracja elektronowa tl jest następująca; l.v²2.v²/A W tym 2 elektrony są niesparowane i ulokowani dwóch orbitalach atomowych, ustawionych do siebie pod kątem prostym, świadczalnie wykazuje się, że w cząsteczce wody kąt pomiędzy wiązani dwóch atomów wodoru wynosi 104°, a nie 90°.

W cząsteczce amoniaku Nllj wszystkie wiązania są identyczne i tworzą 107", a nie 90®.

Atom węgla C posiada 4 elektrony walencyjne (l.v 2,v’//’), w tym 2 ciekli na orbitalu 2s i 2 elektrony na orbitalach 2p. Orbital 2,v ma-symetrię kulistą 1 utworzone przez niego wiązanie powinno wystąpić*w dowolnym miejscu | strzeni. Orbitale 2d są ustawione w stosunku do siebie, w stanie podstawov pod kątem prostym. Zatem dwa wiązania powstałe z orbitali 2p powinny w pić w przestrzeni pod kątem 90°. Tymczasem doświadczalnie stwierdza .1 np w metanie Clii wszystkie wiązania C 11 są równocenne i są ustaw w przestrzeni w stosunku do siebie pod kalem I09"28‘.