La hibridación de los orbitales atómicos

Química Admin Diciembre 16, 2016 0 40
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La hibridación de orbitales atómicos

Podemos utilizar estructuras de puntos de Lewis en determinar patrones de unión en las moléculas. entonces podemos utilizar para predecir de VSEPR formas moleculares, basadas en el valor pares de electrones de las estructuras de Lewis. Una vez que conocemos una forma molecular, podemos empezar a mirar el físico propiedad de compuestos. para ejemplo, debe ser capaz de predecir las moléculas polar . polaridad existe cuando hay un separación de oficina dentro de una molécula. Esto ocurre por enlaces polares dentro de la molécula, porque de diferencias electronegatividad Los valoresentre los átomos enlazados. Por ejemplo, la IC es un compuesto polar . El flúor es más electronegativo hidrógeno y el par compartido de electrones de enlace se pasan más tiempo cerca de la F núcleo, que cerca del núcleo H.

la dirección de un momento dipolar (cargas desequilibradas) es indicado en general por la presencia de una flecha, como se muestra a continuación para HF.

Esto indica que H llevará un parcial positiva Carga (D +) y F traerá una carga negativa parcial (D -). Todo diatómico moléculas que contienen átomos de diferente Electronegatividad se polar moléculas. Esto afectará a sus propiedades físicas (puntos de fusión y de ebullición, solubilidad, etc.).

En las moléculas más grandes (más de dos átomos), la polaridad el compuesto en general será determinado por la presencia de enlaces polares y la forma molecular .

Por ejemplo, podemos comparar el dióxido de carbono, CO2 para el dióxido de azufre, SO2. su Las estructuras de Lewis se muestran a continuación.

carbono y azufre tienen la misma electronegatividad, mucho menos la del oxígeno. Así, en ambos compuestos Los bonos serán demasiado polar. Sin embargo, tienen muy diferentes física propiedades, CO2 burbujas -78oC , y SO2 hierve a + 22.8oC , un número 100 A diferencia de . Esto debe depender más no sólo la presencia de los dos enlace polar en cada molécula. Lo que hace la diferencia es la forma molecular .

CO2 será un lineal molécula debido sólo hay dos pares de electrones en el átomo de carbono central. Tendrá la forma que se muestra a continuación.

Como se indica por las flechas, hay dos enlaces muy polares esta molécula. Sin embargo, debido a la forma molecular del CO2, que están apuntando en direcciones opuestas, y se borrar . CO2 Es un no polar compuestos , debido a su forma molecular.

A continuación se muestra la forma de una molécula de SO2. su geometría molecular se trigonal debido a tres pares de electrones de valencia azufre, dos pares de unión y un par solitario. Esto le dará un doblado forma molecular. En esta molécula, el dipolos son no apuntando en direcciones opuestas, y no cancela en. Ellos, de hecho, se suman y dan una neto momento dipolar . El SO2 es un polar compuesto, lo que explica (como veremos más adelante) su de alto punto de ebullición.

(Cuestionario Para un ejemplo similar, dibujo estructuras de Lewis de BF3 (-99) Y NH3 (-33)

Otro indicio de la importancia de la forma molecular puede Se ve comparando las propiedades físicas de CHCl3 y CCl4. CHCl3 se disuelve en agua, y CCl4 no. ¿Por qué?

Ellos ambos tienen tetraédrica geometrías, con 4 pares de valencia de electrones de cada C. L ' enlaces C-Cl serán todos polar . Sus formas se muestran a continuación.

en CHCl3 molécula, los tres enlaces C-Cl polares añadir (suma vectorial), que envía un momento dipolar neto de la molécula. En CCl4, los cuatro lazos polares C-CL clara, haciendo de esta una molécula no polar. El agua es un disolvente polar, que sólo interactúa con otras especies polares ", que ama a disolverse similares. "

valencia Teoría del enlace

Podemos utilizar de VSEPR para predecir la geometría molecular y la propiedades físicas de moléculas. Lo que este modelo no lo hace explicar es la naturaleza del enlace químico, la propiedades químicas de moléculas. teoría de Lewis propone que los enlaces químicos se forman cuando átomos comparten pares de electrones. valencia teoría del enlace describe cómo los orbitales de especies de fusión (unión de superposición) concentrar la densidad de electrones entre los átomos para formar química bonos. En el caso de H2, los orbitales 1s, cada uno con un electrón, se superponen para formar la H-H bonos.


Ahora, considere el metano, CH4. La estructura de Lewis es:

de VSEPR proporciona un tetraedro formar, sobre la base de los cuatro átomos unidos al átomo central.

de átomos de hidrógeno tienen la configuración electrónica 1S1.

los átomos de carbono

2S2 tiene la configuración electrónica [Él] 2P2.

Cada uno de los átomos de hidrógeno pueden contribuirán con un electrón a un enlace C-H. sin embargo, Sólo hay dos orbitales p en los átomos de carbono que tienen electrones no apareados, y cuatro enlaces CH equivalentes deben formar. la crearcuatro bonos equivalentes orbital carbono, elatómica funciones de onda , Y, durante 2s tres orbitales 2p sonmixta matemáticamente, para dar las funciones de onda moleculares de nuevo , y orbitales moleculares . La mezcla de una s orbital con tres p Orbital producirá cuatro híbrido orbitales sp3 llamados orbital. La forma y la orientación de estos nuevos orbitales moleculares se muestran a continuación:


El SP3 orbital molecular están dispuestos en un tetraedro, con los ángulos de enlace 109.5o. Cada uno de los orbital 1s del H solaparse con uno de estoshíbrido orbitales dan geometría tetraédrica prestado y la forma de metano, CH4.

La hibridación

también cambia los niveles de energía orbitales . El 2s orbital de carbono es menos de energía que los orbitales 2p, ya que es más penetrante.


después

hibridación, todas las cuatro orbitales híbridos tienen la misma energía, los orbitales p más bajos, pero mayor que orbitales s. Los cuatro electrones de valencia de carbono pueden ser añadido al diagrama de energía (). Cada uno de los hidrógenos tiene una valencia electrón en su orbital 1s (). Estos electrones par con el carbono para formar cuatro s (Sigma)bonos. Estos se llaman sigma (en bonos griegos s), ya que se forman a partir de orbitales hibridados, que resultan de los orbitales s.


El solapamiento de los orbitales s de hidrógeno y de carbono sp3 orbital pone la densidad de electrones directamente entre núcleos. es el inmueble s-bonos.

Ahora podemos mirar vínculo amoníaco, NH3. La estructura de Lewis se muestra a continuación.

de VSEPR predice la geometría tetraédrica (un par solitario y tres pares de lazo electrones) y forma piramidal trigonal. Hay todavía necesitarán cuatro orbitales híbridos, obtenidas por la mezcla de una s y tres p orbitales atómicosen nitrógeno . El nitrógeno tiene cinco electrones de valencia().


tres

átomos de hidrógeno con un electrón desapareado en la cabeza () se superponen sus orbital 1s con el sp3 tres orbitales disponibles en el nitrógeno. Esto conduce a la formación de tres s bonos y un par de electrones que ocupa el cuarto híbrido molecular Orbital.

A continuación, considere la posibilidad de SF4. La estructura de Lewis se muestra a continuación.

de VSEPR ofrecetrigonal bipiramidal geometría (un par solitario y 4 pares de unión) y ver la sierra dar forma. Con el fin de tener cinco orbitales híbridos , tenemos que mezclarcinco orbitales atómicosazufre. Els y p Orbitaldar un total de sólo 4 orbitales hibridados (uno s + 3p) por lo que ahora añaden un d orbitalpara mezclar. Dado que el tiempo de azufre 3 (n = 3), se Él tendrá cinco orbitales d. Mediante la mezcla de uno de los orbitales d con los otros cuatro orbitales atómicos (s y tres p) dará una hibridación llamadaDSP3 , que Proporcionacinco equivalentes molecular orbitales.

Los átomos de flúor sonSP3 hibridado (3 solitario parejas y un par de unión), y la superposición de cada flúor orbital sp3, con un dsp3 orbital en azufre formarán unas enlace .

Para los compuestos, tales como SF6, que requieren seis orbitales moleculares equivalentes , mezclarseis orbitales atómicos , s + p + P + P + D + D . estos serían Tienend2sp3 hibridación y formaría seis s bonos.

A continuación se puede ver el formaldehído, CH2O. Su estructura es Lewis se muestra a continuación:

de VSEPR espera que este compuesto setrigonal planar la geometría y la forma , ya que hay tres átomos unidos al átomo de carbono central, y no sólo pares. Esto significa que debe habertres orbitales moleculares equivalentes . Siguiendo el método utilizado en la anterior ejemplos, se mezclan 3 orbitales atómicos para formar molecular 3 hibridado orbitales.


que llamaremos el orbitalhibridado sp2 orbital, ya que mezclamos con dos de los s tres orbitales atómicos p. Elsp2 orbitales tienen la predicho geometría plana trigonal. Tenga en cuenta que uno de los p orbitales no se ha modificado en la hibridación, y tiene un nivel de energía más alto que los orbitales hibridados. la sin hibridar orbital p es perpendicular al plano de sp2 orbitales, como se muestra a continuación.

Ahora podemos llenar

los cuatro electrones de valencia de carbono de .


Podemos añadir electrones entre H y O para formar cuatro bonos. Tres de los bonos será equivalente en energía, pero el cuarto enlace es diferente. Se forma a partir orbitales hibridados (s bonos) pero estarán formados por la superposición de los orbitales p hibridado. esta voluntad llamadop bonos (griego pi p).

La estructura de Lewis

formaldehído muestra que el oxígeno dos pares solitarios y un lazo de el carbono central. De nuevo, esto requiere 3 orbital sp2 bonos equivalentes hibridación .


la

configuración electrónica de los orbitales hibridados muestra que los orbitales será ocupado por pares de electrones y la tercera sp2 s orbital será formar un enlace con carbono. El p sin hibridar orbitalesen C y O Se formarán una p bonos.

Bonds

en los diagramas son de color. bonos rojos son los bonos, con la compartida electrones tienen lugar directamente entre los átomos. El azul de bonos p es un enlace, formado por el lado a lado la superposición de la orbitales p sin hibridar en C O. Estos electrones no se llevan a cabo directamente entre los átomos enlazados. En su lugar, Se mantienen en una nube suelta de la densidad electrónica encima y por debajo del eje de la bonos. Debido a esta superposición limitada, p bonos son más débiles que los enlaces s, y tienen una energía potencial más alta, haciéndolos inestable.dobles enlaces compuesto de unión y como un p bonos.

de VSEPR establece que el formaldehído es untrigonal plana compuestocon 120o de ángulos de enlace. Las moléculas con la hibridación SP2 tienen 120o ángulos de enlace. La estructura de El formaldehído se muestra a continuación.

Es unpolar compuestos debido a la electronegatividad del oxígeno y la forma molecular formaldehído.

La estructura de Lewis de carbono dióxido se muestra a continuación, de nuevo con enlaces codificados por color.

Cada átomo tiene un octeto de electrones. Carbono está haciendo 2 s y p 2 enlaces con los átomos de oxígeno. 2 s bonos indican que hay dos orbitales moleculares equivalentes formados. 2 para formar orbitales moleculares híbridos, necesitamos mezclar 2 orbitales atómicos, uno s p orbital y orbital. Los orbitales híbridos resultantes se llamansp híbridos. El ángulo entre ellos es180o de CO2 molécula lineal como proporcionada por VESPR. Los dos no hibridada p orbital p en la forma de créditos de carbono de los átomos de oxígeno.

El diagrama de energía se muestra de carbono en CO2 a continuación.

¿Cuál es la hibridación de oxígeno de CO2. Cada oxígeno tiene dos de pares libres y es un enlace de uno y un enlace p. Esto significa que debe haber tres hibridaron orbital y un orbital p sin hibridar para hacer que el p bonos. Esta es la hibridación sp2.

Al considerarmoléculas con más de un octeto de electrones alrededor del átomo central, habrá necesita involucrar orbitales d . un ejemplo Esto es PCl5.

de VSEPR proporciona unatrigonal bipiramidal geometría ya que hay cinco grupos de todo el átomo central. Con el fin de tenercinco molecular orbital , tendremos que mezclarcinco orbitales atómicos , uno de los tres + uno + s p d. Esto se llamaDSP3 hibridación. Las formas y la orientación de estos orbitales se muestran a continuación, al lado de la estructura de PCl5

Por último, llegamos a moléculas con seis orbital alrededor el átomo central. Un ejemplo es el SF6, Lewis cuya estructura se muestra a continuación.

Necesitamosseis Molecular orbitales por lo mezclamosseis atómica orbitales , uno de los tres + dos + s p d dard2sp3 hibridación y octaédrica geometría.

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