Orbital hybridisering
I kjemi er orbital hybridisering (eller hybridisering) konseptet med å blande atomorbitaler for å danne nye hybridorbitaler (med forskjellige energier, former, etc., enn atomorbitalene) som er egnet for sammenkobling av elektroner for å danne kjemiske bindinger i valensbinding teori. For eksempel, i et karbonatom som danner fire enkeltbindinger kombineres valens-skallets orbitaler med tre valensskall p-orbitaler for å danne fire ekvivalente sp3-blandinger i et tetraedrisk arrangement rundt karbonet for å binde seg til fire forskjellige atomer. Hybride orbitaler er nyttige i forklaringen av molekylær geometri og atombindingsegenskaper og er symmetrisk plassert i rommet. Vanligvis dannes hybridorbitaler ved å blande atomorbitaler med sammenlignbare energier.[1]
Historie og bruk
[rediger | rediger kilde]Kjemikeren Linus Pauling utviklet først hybridiseringsteorien i 1931 for å forklare strukturen til enkle molekyler som metan (CH4) ved hjelp av atomorbitaler.[2] Pauling påpekte at et karbonatom danner fire bindinger ved å bruke en s og tre p-orbitaler, slik at "det kan utledes" at et karbonatom vil danne tre bindinger i rette vinkler (ved å bruke p-orbitaler) og en fjerde svakere binding ved å bruke s orbital i en eller annen vilkårlig retning. I virkeligheten har metan fire CH-bindinger med tilsvarende styrke. Vinkelen mellom to bindinger er den tetraedriske bindingsvinkelen på 109°28'[3] (rundt 109,5°). Pauling antok at i nærvær av fire hydrogenatomer, danner s- og p-orbitalene fire ekvivalente kombinasjoner som han kalte hybridorbitaler. Hver hybrid er betegnet sp3 for å indikere sammensetningen, og er rettet langs en av de fire CH-bindingene.[4] Dette konseptet ble utviklet for slike enkle kjemiske systemer, men tilnærmingen ble senere brukt mer utbredt, og i dag regnes den som en effektiv heuristikk for å rasjonalisere strukturene til organiske forbindelser. Det gir et enkelt banebilde tilsvarende Lewisstrukturer.
Hybridiseringsteori er en integrert del av organisk kjemi, et av de mest overbevisende eksemplene er Baldwins regler. For å tegne reaksjonsmekanismer er noen ganger nødvendig med et klassisk bindingsbilde med to atomer som deler to elektroner.[5] Hybridiseringsteori forklarer binding i alkener[6] og metan.[7] Mengden av p-karakter eller s-karakter, som hovedsakelig bestemmes av orbital hybridisering, kan brukes til å pålitelig forutsi molekylære egenskaper som syre eller baseegenskaper.[8]
Oversikt
[rediger | rediger kilde]Orbitaler er en modellrepresentasjon av oppførselen til elektroner i molekyler. Ved enkel hybridisering er denne tilnærmingen basert på atomorbitaler, lik de som oppnås for hydrogenatomet, det eneste nøytrale atomet som Schrödinger-ligningen kan løses nøyaktig for. I tyngre atomer, som karbon, nitrogen og oksygen, er atomorbitalene som brukes 2s- og 2p-orbitalene, lik eksiterte orbitaler for hydrogen.
Hybride orbitaler antas å være blandinger av atomorbitaler, lagt over hverandre i forskjellige proporsjoner. For eksempel, i metan, består C-hybridorbitalen som danner hver karbon-hydrogen-binding av 25 % s-karakter og 75 % p-karakter og beskrives dermed som sp3 (lest som s-p-tre) hybridisert. Kvantemekanikk beskriver denne hybriden som en sp3-bølgefunksjon av formen N(s √3pσ), der N er en normaliseringskonstant (her 1/2) og pσ er en p-orbital rettet langs C-H-aksen for å danne en sigmabinding. Forholdet mellom koeffisienter (betegnet λ generelt) er √3i dette eksemplet. Siden elektrontettheten assosiert med en orbital er proporsjonal med kvadratet av bølgefunksjonen, er forholdet mellom p-karakter og s-karakter λ2 = 3. P-karakteren eller vekten av p-komponenten er N2λ2 = 3/4.
Typer hybridisering
[rediger | rediger kilde]sp3
[rediger | rediger kilde]
Hybridisering beskriver bindingen av atomer fra et atoms synspunkt. For et tetraedrisk koordinert karbon (f.eks. metan CH4), karbonet bør ha 4 orbitaler med riktig symmetri for å binde seg til de 4 hydrogenatomene.
Karbons grunntilstand er 1s2 2s2 2p2 eller lettere å lese:
| C | ↑↓ | ↑↓ | ↑ | ↑ | |
| 1s | 2s | 2p | 2p | 2p |
Karbonatomet kan bruke sine to enkelt okkuperte p-orbitaler til å danne to kovalente bindinger med to hydrogenatomer, hvilket gir singletten metylen CH2,den enkleste karbenen. Karbonatomet kan også binde seg til fire hydrogenatomer ved en eksitasjon (eller promotering) av et elektron fra den dobbelt okkuperte 2s orbitalen til den tomme 2p orbitalen, og produserer fire enkelt okkuperte orbitaler.
| C* | ↑↓ | ↑ | ↑ | ↑ | ↑ |
| 1s | 2s | 2p | 2p | 2p |
Energien som frigjøres ved dannelsen av ytterligere to bindinger kompenserer mer enn for den nødvendige eksitasjonsenergien, og favoriserer energisk dannelsen av fire CH-bindinger.
Kvantemekanisk oppnås den laveste energien hvis de fire bindingene er ekvivalente, noe som krever at de dannes fra ekvivalente orbitaler på karbonet. Et sett med fire ekvivalente orbitaler kan oppnås som er lineære kombinasjoner av valens-skallet (kjerneorbitaler er nesten aldri involvert i binding) s- og p-bølgefunksjoner,[9] som er de fire sp3 hybridene.
| C* | ↑↓ | ↑ | ↑ | ↑ | ↑ |
| 1s | sp3 | sp3 | sp3 | sp3 |
I CH4, fire sp3 hybridorbitaler overlappes av hydrogen 1s orbitaler, og gir fire σ (sigma) bindinger (det vil si fire enkelt kovalente bindinger) med lik lengde og styrke.
oversettes til 
sp2
[rediger | rediger kilde]
Andre karbonforbindelser og andre molekyler kan forklares på lignende måte. For eksempel eten (C2H4) har en dobbeltbinding mellom karbonene.
For dette molekylet, karbon sp2 hybridiserer, fordi det kreves en π (pi)-binding for dobbeltbindingen mellom karbonene og det dannes kun tre σ-bindinger per karbonatom. I sp2 hybridisering 2s orbitalen er blandet med bare to av de tre tilgjengelige 2p orbitalene, vanligvis betegnet 2px og 2py. Den tredje 2p orbitalen (2pz) forblir uhybridisert.
| C* | ↑↓ | ↑ | ↑ | ↑ | ↑ |
| 1s | sp2 | sp2 | sp2 | 2p |
utgjør totalt tre sp2 orbitaler med en gjenværende p orbital. I etylen (eten) danner de to karbonatomene en σ-binding ved å overlappe en sp2 orbital fra hvert karbonatom. π-bindingen mellom karbonatomene vinkelrett på molekylplanet dannes av 2p–2p overlapp. Hvert karbonatom danner kovalent C–H bindes med to hydrogener ved s–sp2 overlapp, alle med 120° bindingsvinkler. Hydrogen-karbonbindingene er alle av lik styrke og lengde, i samsvar med eksperimentelle data.
sp
[rediger | rediger kilde]
Den kjemiske bindingen i forbindelser som alkyner med trippelbindinger forklares med sp-hybridisering. I denne modellen er 2s-orbitalen blandet med bare en av de tre p-orbitalene,
| C* | ↑↓ | ↑ | ↑ | ↑ | ↑ |
| 1s | sp | sp | 2p | 2p |
resulterer i to sp-orbitaler og to gjenværende p-orbitaler. Den kjemiske bindingen i acetylen (etyn)(C2H2) består av sp–sp overlapping mellom de to karbonatomene som danner en σ
Referanser
[rediger | rediger kilde]- ^ Housecroft, Catherine E.; Sharpe, Alan G. Inorganic Chemistry (2 utg.). Pearson Prentice-Hal. s. 100. ISBN 0130-39913-2.
- ^ Pauling, Linus. (April 1931). «THE NATURE OF THE CHEMICAL BOND. APPLICATION OF RESULTS OBTAINED FROM THE QUANTUM MECHANICS AND FROM A THEORY OF PARAMAGNETIC SUSCEPTIBILITY TO THE STRUCTURE OF MOLECULES». Journal of the American Chemical Society. 4 (på engelsk). 53: 1367–1400. ISSN 0002-7863. doi:10.1021/ja01355a027. Besøkt 18. august 2022.
- ^ Brittin, W. E. (Mars 1945). «Valence angle of the tetrahedral carbon atom». Journal of Chemical Education. 3 (på engelsk). 22: 145. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/ed022p145. Besøkt 18. august 2022.
- ^ Pauling, Linus (1960). The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals : an introduction to modern structural chemistry (Third edition utg.). Ithaca, N.Y. s. 111–120. ISBN 0-8014-0333-2. OCLC 545520.
- ^ Organic chemistry. Oxford: Oxford University Press. 2001. s. 105. ISBN 0-19-850347-4. OCLC 43338068.
- ^ Fox, Marye Anne (2004). Organic chemistry (3rd ed utg.). Sudbury, Mass.: Jones and Bartlett Publishers. ISBN 0-7637-2197-2. OCLC 52553798.
- ^ Fox, Marye Anne (2004). Organic chemistry (3rd ed utg.). Sudbury, Mass.: Jones and Bartlett Publishers. ISBN 0-7637-2197-2. OCLC 52553798.
- ^ «Orgo Made Simple». Orgo Made Simple. Arkivert fra originalen 12. mai 2016. Besøkt 25.06.2015.
- ^ McMurray, J. (1995). Chemistry Annotated Instructors Edition (4th ed.). Prentice Hall. p. 272. ISBN 978-0-131-40221-8