Un tutoriel pour Orbitals Hybrides

January 4

Un tutoriel pour Orbitals Hybrides


Dans un effort pour comprendre la structure moléculaire en termes d'orbitales atomiques, les chimistes ont développé la théorie liaison de valence dans les années 1920. Alors que la théorie VB n'explique pas les propriétés de toutes les molécules, il est un bon modèle qui est particulièrement utile en chimie organique. Le concept d'orbitales hybrides est important dans la théorie de VB. Avant de commencer, vous devriez déjà avoir une bonne connaissance pratique des structures de points de Lewis et VSEPR (valence shell paire d'électrons répulsion).

Instructions

1 Dessinez la structure la plus plausible de points Lewis pour la molécule que vous souhaitez analyser. Rappelons que l'orbitale atomique est la fonction d'onde d'un électron, qui est obtenu en tant que solution de l'équation de Schrödinger. La façon la plus simple de penser à une orbitale atomique est comme une région de forte densité de probabilité, ce qui signifie la région dans laquelle l'électron est plus susceptible d'être trouvé. la théorie de la VB décrit liaisons entre les atomes comme des régions de chevauchement orbital, où orbitales des deux atomes se chevauchent ou fusible pour former une seule région à forte densité de probabilité. Dans la molécule d'hydrogène, par exemple, le s-orbital de chaque atome d'hydrogène se chevauchent avec l'autre pour former une région continue de haute densité de probabilité autour des deux atomes. La liaison entre les atomes souvent nécessiter des orbitales hybrides, qui sont des combinaisons des orbitales dans un atome (combinaisons d'un type s- et P- orbital, par exemple).

2 Comptez le nombre de régions de densité d'électrons autour d'un atome dans la structure de points de Lewis pour déterminer son hybridation. Une seule paire compte comme une région; une obligation, que ce soit simple, double ou triple, compte également comme une région. L'atome d'oxygène dans l'eau, par exemple, dispose de quatre régions de forte densité électronique (deux paires seules et deux liaisons), tandis que l'un des deux atomes de carbone dans éthène (C2H4) a trois régions à forte densité d'électrons (la double liaison qui compte comme une seule région).

3 Déterminer combien hybride orbitales les besoins atomiques. L'atome aura une orbitale hybride pour chaque région de la densité électronique vous avez compté sur la structure de points de Lewis. L'oxygène dans l'eau, par exemple, aura quatre orbitales hybrides, alors que l'un des atomes de carbone dans éthène aura trois orbitales hybrides. Une orbitale hybride est formée en combinant une s-orbitale avec un ou plusieurs P- et d orbitaux pour former un hybride qui ressemble un peu à un croisement entre les deux types d'orbite. Il faut N orbitales atomiques pour former N orbitales hybrides, de sorte que le nombre d'orbitales hybrides est le même que le nombre d'orbitales vous combinez les faire.

4 Déterminer le schéma d'hybridation de l'atome en fonction du nombre d'orbitales hybrides dont vous avez besoin. Un sp-hybride a deux orbitales hybrides, alors qu'un hybride sp2 a trois et un hybride sp3 a quatre. Certains éléments de la période 3 et ci-dessous peuvent également utiliser d-orbitals pour former des orbitales hybrides supplémentaires - sp3d a quatre orbitales hybrides, par exemple, alors que sp3d2 a cinq. En chimie organique, vous aurez généralement travailler avec des composés de carbone, de sorte sp3 devraient être les plus vous verrez.

5 Décrire la géométrie de la molécule en déduisant à partir du schéma d'hybridation. En raison de la répulsion entre les électrons, les régions de densité d'électrons se séparent dans la mesure du possible, de sorte orbitales sp-hybride sont linéaires, tandis que sp2 sont planes trigonal et sp3 sont tétraédrique. Les doubles liaisons et triples sont formées par chevauchement non hybridées orbitales p. L'atome d'oxygène dans l'eau, par exemple, est hybridé sp3, de sorte que ses orbitales hybrides ont un agencement tétraédrique.

Conseils et avertissements

  • Notez qu'il existe une exception à ces règles. Si un atome est entouré par deux ou plusieurs orbitales p adjacentes et a une seule paire, la paire libre peut se déplacer dans l'une des orbitales p et l'atome aura une moins orbitale hybride que nous attendons fondée uniquement sur le point Lewis structure. L'exemple le plus courant est un groupe amide (un groupe carbonyle lié à un atome d'azote lié à un hydrogène). Nous nous attendons, basée uniquement sur la structure dot Lewis, que l'azote dans un amide serait un hybride sp3. Mais à cause des orbitales p adjacentes, il est en fait un sp2-hybride et forme des liaisons disposées de manière plane trigonale ainsi.