Hibridazioa eta sigma eta pi loturak: molekula-formaren atzean dauden orbitalak

Loturak orbital gainjarri gisa

Balentzia-loturaren teoriak lotura kobalente bat deskribatzen du bi atomoren orbitalak gainjartzen diren eskualde batean spin kontrakoak dituzten bi elektroi gisa. Gainjartzeak elektroi-dentsitatea nukleoen artean kontzentratzen du, non biak erakartzen dituen. Gainjartze handiagoak, oro har, lotura sendoagoa esan nahi du.

Gainjartzea bi modutan gerta daiteke. Sigma (σ) lotura batean, orbitalak muturrez mutur elkartzen dira, nukleoak lotzen dituen lerroan zehar, beraz elektroi-dentsitatea ardatz horretan da handiena. Pi (π) lotura batean, bi p orbital paralelo alboz albo gainjartzen dira, beraz dentsitatea ardatzaren gainean eta azpian dago, ardatza barne hartzen duen plano nodal batekin. Lotura sinple oro σ lotura bat da.

Zergatik nahastu behar diren karbonoaren 2s eta 2p orbitalak

Karbonoaren balentzia-orbitalak 2s bat eta hiru 2p dira. Hiru p orbitalak x, y eta z ardatzetan zehar zuzentzen dira, elkarren artean 90°-ra. Metanoaren lau C–H loturek zuzenean erabiliko balituzte, hiru lotura 90°-ra egongo lirateke eta bat desberdina izango litzateke. Horren ordez, CH₄-ko lau loturak berdinak dira eta 109.5°-ko tartea dute.

Hibridazioak hori konpontzen du. 2s orbitala hiru 2p orbitalekin matematikoki konbinatzeak lau sp³ orbital hibrido baliokide ematen ditu, tetraedro baten erpinetara zuzenduak. Orbital hibridoen kopurua beti da nahastutako orbital atomikoen kopuruaren berdina. sp³ orbital bakoitzak lobulu handi bat du, hidrogenoaren 1s orbital batekin ondo gainjartzen dena, eta horregatik eratzen dituzte orbital hibridoek σ lotura sendoak.

Hibridazioa zenbaki esterikotik esleitzea

Hibridazioa atomo baten inguruko elektroi-domeinuen kopurutik ondorioztatzen da, VSEPReko bere zenbaki esterikotik. Bikote bakartuak domeinu gisa zenbatzen dira, eta lotura anizkoitz bat behin zenbatzen da. Zenbaki esterikoa ezagututa, hibridazioa finkatuta dago.

Bikote bakartuek ere orbital hibridoak okupatzen dituzte eta loturak elkarrengana hurbiltzen dituzte. OpenStax Chemistry 2e-k (8.2 atala) 107.3° ematen du amoniakoko H–N–H angelurako eta 104.5° uretako H–O–H angelurako, biak sp³ eta 109.5° idealaren azpiko lotura-angeluekin.

• 2 zenbaki esterikoa: sp, lineala, 180°. s bat eta p bat nahasten dira, eta bi p orbital hibridatu gabe geratzen dira. sp orbital bakoitzak % 50eko s izaera du.
• 3 zenbaki esterikoa: sp², plano trigonala, 120°. s bat eta bi p nahasten dira, eta p orbital bat geratzen da planoarekiko perpendikularra. % 33ko s izaera.
• 4 zenbaki esterikoa: sp³, tetraedrikoa, 109.5°. s bat eta hiru p nahasten dira, eta ez da bat ere geratzen. % 25eko s izaera.
• 5 eta 6 zenbaki esterikoak sp³d eta sp³d² gisa etiketatzen dira askotan, OpenStaxen bezala. Hartu horiek geometria-etiketa gisa; ikusi beheko mugak.

Lotura bikoitzak eta hirukoitzak sigma gehi pi gisa

Etilenoan, H₂C=CH₂, karbono bakoitzak hiru domeinu ditu eta sp² da. Hiru sp² orbitalek σ loturak eratzen dituzte bi hidrogenorekin eta beste karbonoarekin. Bi karbonoetan soberan geratzen diren p orbitalak paraleloak dira eta alboz albo gainjartzen dira π lotura bat eratzeko. Lotura bikoitz bat, beraz, σ lotura bat gehi π lotura bat da. Lotura hirukoitz bat, azetilenoan bezala, HC≡CH, σ lotura bat gehi bi π lotura da, sp karbonoetan elkarrekiko angelu zuzenean dauden bi p orbital hibridatu gabeko bikoteek eratuak.

π loturak azaltzen du zergatik ez duten lotura bikoitzek askatasunez biratzen. Mutur bat 90° bihurritzeak p orbitalak perpendikular bihurtuko lituzke eta π gainjartzea hautsiko luke. Horregatik dira cis-2-butenoa eta trans-2-butenoa giro-tenperaturan elkar bihurtzen ez diren konposatu desberdinak, C–C lotura sinple baten bi muturrek erraz biratzen duten bitartean.

Adibide landuak: akrilonitriloko eta aspirinako loturak zenbatzea

σ eta π loturak zenbatzeko, marraztu Lewis-en egitura osoa, hidrogeno guztiak barne. Orduan lotura-marra bakoitzak σ lotura bat ematen du zehazki, lotura bikoitz bakoitzak π lotura bat gehitzen du, eta lotura hirukoitz bakoitzak bi.

1. adibide landua. Akrilonitriloa, H₂C=CH–C≡N, zuntz akrilikoak egiteko erabiltzen dena. σ loturak: hiru C–H, bat C=C-n, bat C–C-n eta bat C≡N-n, guztira 6. π loturak: bat C=C-n eta bi C≡N-n, guztira 3. Hibridazioa: lotura bikoitzeko bi karbonoek hiru domeinu dituzte eta sp² dira; nitrilo-karbonoak bi domeinu ditu eta sp da; nitrogenoa, lotura-domeinu bat eta bikote bakartu bat dituela, sp da hau ere. Egiaztapen gisa, balentzia-elektroiak 3(4) + 3(1) + 5 = 20 dira: 9 loturek 18 hartzen dituzte, eta nitrogenoaren bikote bakartuak beste 2ak.

2. adibide landua. Aspirina, C₉H₈O₄, bentzeno-eraztunean lotura bikoitz txandakatuekin marraztua. σ loturak: 6 C–C eraztunean, eraztuneko 4 C–H, 4 talde karboxilikoan gehi eraztunarekiko lotura (eraztuneko C–C, C=O, C–O eta O–H), eta 7 ester-taldean (eraztuneko C–O, O–C, C=O, C–CH₃ eta hiru C–H). Horrek 6 + 4 + 4 + 7 = 21 σ lotura ematen ditu. π loturak: 3 eraztunean eta 1 C=O bakoitzean, 5 guztira. Egiaztapena: aspirinak 21 atomo eta eraztun bat ditu, eta edozein egitura konektatuk (atomoak − 1 + eraztunak) σ lotura ditu, 21 − 1 + 1 = 21. Elektroi-zenbaketak ere funtzionatzen du: 26 loturek 52 elektroi hartzen dituzte, lau oxigenoek zortzi bikote bakartu, edo 16 elektroi, eta 9(4) + 8(1) + 4(6) = 68. Zortzi karbono sp² dira; metilo-karbonoa bakarrik da sp³.

Zein sendoa da pi lotura bat sigma lotura batekin alderatuta?

OpenStax Chemistry 2e-ren 7.3 taulako batez besteko lotura-energiek erakusten dute bi atomoren artean loturak gehitzeak gero eta etekin txikiagoa ematen duela. Karbono–karbono loturetarako: C–C, 1.54 Å eta 345 kJ/mol; C=C, 1.34 Å eta 611 kJ/mol; C≡C, 1.20 Å eta 837 kJ/mol.

3. adibide landua. Kenketak gehitutako π lotura bakoitzaren gutxi gorabeherako energia ematen du. Lehen π loturak 611 − 345 = 266 kJ/mol gehitzen ditu, eta bigarrenak 837 − 611 = 226 kJ/mol. Biak C–C σ lotura baten 345 kJ/mol-ak baino txikiagoak dira, alboz alboko gainjartzea muturrez muturrekoa baino ahulagoa delako. Lotura bikoitz bat lotura sinple bat baino 1.77 aldiz sendoagoa da bakarrik, ez bi aldiz. π lotura ahulagoa da adizio-erreakzioetan hausten den zatia, eta horregatik gehitzen dituzte alkenoek Br₂ eta HBr erraz, eta H₂ katalizatzaile metaliko baten aurrean. Hartu diferentzia hauek estimazio gisa; batez besteko lotura-energiek molekula askotako balioak konbinatzen dituzte.

Pi elektroi deslokalizatuak eta orbital hibridoen mugak

Bentzenoan, C₆H₆, karbono oro sp² da eta eraztunarekiko perpendikularra den p orbital hibridatu gabe bat du. Sei p orbital paraleloak eraztun osoan zehar gainjartzen dira, beraz sei π elektroiak eraztun osoan zehar hedatuta daude, hiru lotura bikoitzetan finkatuta egon beharrean. Sei C–C loturek luzera bera dute, lotura sinple eta bikoitzen luzera tipikoen artekoa.

Erresonantziak π elektroiak eta bikote bakartuak berrantolatzen ditu, inoiz ez σ loturak, beraz bentzenoko karbonoak bezalako atomoetan edozein egitura baliodunek hibridazio bera ematen du; OpenStaxek hori esplizituki adierazten du bentzenorako. Kontuz ibili beste egitura batean bikote bakartua π lotura bihurtzen zaion atomo batekin, amida bateko nitrogenoa adibidez: bere domeinu-kopurua aldatu egiten da egitura batetik bestera, eta behatutako geometria lauak sp² dela erakusten du. Deslokalizazioa balentzia-loturaren teoria traketsa bihurtzen den eremua da, eta orbital molekularren teoriak deskribapen garbiagoa ematen du.

Balentzia-loturaren teoriak elektroi oro parekatzen du lotura batean edo bikote bakartu batean, beraz iragartzen du O₂-k ez duela elektroi desparekaturik. Oxigeno likidoa, ordea, iman batek erakartzen du, eta horrek erakusten du O₂-k elektroi desparekatuak dituela. Orbital molekularren teoriak molekula osoari dagozkion orbitalak eraikitzen ditu. Lotura-ordena orbital lotzaileetako eta antilotzaileetako elektroien arteko diferentziaren erdia da. O₂-rentzat, 12 balentzia-elektroiek 8 lotzaile eta 4 antilotzaile ematen dituzte, beraz lotura-ordena (8 − 4)/2 = 2. Azken bi elektroiek bi π* orbital bereizi okupatzen dituzte spin paraleloekin, eta horrek azaltzen du paramagnetismoa. N₂-rentzat, (8 − 2)/2 = 3, bere lotura hirukoitzarekin bat.

Hibridazio-akatsak eta nola harrapatu

Akats gehienak Lewis-en egitura saltatzetik edo domeinuak gaizki zenbatzetik datoz. Zenbatu lehenik atomoaren σ loturak eta bikote bakartuak; hibridazioa zenbaketa horretatik bakarrik ondorioztatzen da.

• π loturak zenbaki esterikoan zenbatzea. σ loturak eta bikote bakartuak bakarrik zenbatzen dira domeinu gisa.
• Bikote bakartuak ahaztea; horren ondorioz, NH₃-ko nitrogenoak sp² dirudi sp³ izan beharrean.
• Lotura bikoitz bat bi σ lotura gisa zenbatzea. Lotura bikoitz oro σ bat eta π bat da.
• Hidrogenoak kanpoan uztea formula eskeletiko edo kondentsatu bateko σ loturak zenbatzean.
• Lotura bikoitza duen karbono oro sp² dela suposatzea. CO₂-ren karbono zentralak, bi lotura bikoitzekin, bi domeinu ditu eta sp da.
• Erresonantzia-egitura batek atomo baten hibridazioa aldatzen duela sinestea. Erresonantziak π elektroiak mugitzen ditu, ez σ loturak.