Hybridization at mga Sigma at Pi Bond: Ang mga Orbital sa Likod ng Hugis ng Molecule

Mga bond bilang nagsasanib na orbital

Inilalarawan ng valence bond theory ang covalent bond bilang dalawang electron na may magkasalungat na spin sa isang rehiyon kung saan nagsasanib ang mga orbital ng dalawang atom. Itinutuon ng pagsasanib ang electron density sa pagitan ng mga nucleus, kung saan naaakit nito ang dalawa. Sa pangkalahatan, ang mas malaking pagsasanib ay nangangahulugang mas malakas na bond.

Maaaring mangyari ang pagsasanib sa dalawang paraan. Sa sigma (σ) bond, nagtatagpo ang mga orbital nang dulo sa dulo, sa linyang nagdudugtong sa mga nucleus, kaya pinakamalaki ang electron density sa axis na iyon. Sa pi (π) bond, nagsasanib nang magkatabi ang dalawang parallel na p orbital, kaya nasa itaas at ibaba ng axis ang density, na may nodal plane na naglalaman ng axis. Ang bawat single bond ay σ bond.

Kung bakit kailangang maghalo ang mga 2s at 2p orbital ng carbon

Ang mga valence orbital ng carbon ay isang 2s at tatlong 2p. Nakaturo ang tatlong p orbital sa x, y, at z, nang 90° sa isa't isa. Kung direktang ginamit ng apat na C–H bond ng methane ang mga ito, tatlong bond ang magiging nasa 90° at magiging iba ang isa. Sa halip, magkakapareho ang lahat ng apat na bond sa CH₄ at 109.5° ang layo sa isa't isa.

Nilulutas ito ng hybridization. Ang matematikal na pagsasama ng 2s orbital at ng lahat ng tatlong 2p orbital ay nagbibigay ng apat na magkakatumbas na sp³ hybrid orbital na nakaturo sa mga sulok ng isang tetrahedron. Laging kapantay ng bilang ng mga hybrid orbital ang bilang ng mga atomic orbital na pinaghalo. Ang bawat sp³ orbital ay may isang malaking lobe na mahusay na nagsasanib sa 1s orbital ng hydrogen, kaya bumubuo ang mga hybrid orbital ng malalakas na σ bond.

Pagtatakda ng hybridization mula sa steric number

Sumusunod ang hybridization mula sa bilang ng mga electron domain sa paligid ng isang atom, ang steric number nito mula sa VSEPR. Binibilang na domain ang mga lone pair, at isang beses binibilang ang multiple bond. Kapag alam mo na ang steric number, tiyak na ang hybridization.

Sumasakop din ang mga lone pair sa mga hybrid orbital at itinutulak nang mas magkalapit ang mga bond. Ibinibigay ng OpenStax Chemistry 2e (Seksyon 8.2) ang 107.3° para sa anggulong H–N–H sa ammonia at 104.5° para sa H–O–H sa tubig, parehong sp³ na may mga bond angle na mas mababa sa ideal na 109.5°.

• Steric number 2: sp, linear, 180°. Naghahalo ang isang s at isang p, na nag-iiwan ng dalawang unhybridized na p orbital. Ang bawat sp orbital ay may 50% s character.
• Steric number 3: sp², trigonal planar, 120°. Naghahalo ang isang s at dalawang p, na nag-iiwan ng isang p orbital na perpendicular sa plane. 33% s character.
• Steric number 4: sp³, tetrahedral, 109.5°. Naghahalo ang isang s at tatlong p, na walang naiiwan. 25% s character.
• Madalas lagyan ng label na sp³d at sp³d² ang mga steric number na 5 at 6, gaya sa OpenStax. Ituring ang mga ito bilang mga label ng geometry; tingnan ang mga limitasyon sa ibaba.

Mga double at triple bond bilang sigma at pi

Sa ethylene, H₂C=CH₂, ang bawat carbon ay may tatlong domain at sp². Bumubuo ang tatlong sp² orbital ng mga σ bond sa dalawang hydrogen at sa kabilang carbon. Parallel ang mga natitirang p orbital sa dalawang carbon at nagsasanib nang magkatabi para bumuo ng π bond. Kaya ang double bond ay isang σ bond at isang π bond. Ang triple bond, gaya sa acetylene, HC≡CH, ay isang σ bond at dalawang π bond, na binubuo ng dalawang pares ng unhybridized na p orbital na nasa right angle sa isa't isa sa mga sp na carbon.

Ipinapaliwanag ng π bond kung bakit hindi malayang umiikot ang mga double bond. Ang pag-ikot sa isang dulo nang 90° ay gagawing perpendicular ang mga p orbital at sisira sa π na pagsasanib. Kaya ang cis-2-butene at trans-2-butene ay magkaibang compound na hindi nagpapalitan sa temperatura ng silid, habang madaling umiikot ang dalawang dulo ng C–C single bond.

Mga halimbawang may solusyon: pagbibilang ng mga bond sa acrylonitrile at aspirin

Para bilangin ang mga σ at π bond, gumuhit ng kumpletong Lewis structure, kasama ang bawat hydrogen. Pagkatapos, ang bawat linya ng bond ay nag-aambag ng eksaktong isang σ bond, ang bawat double bond ay nagdaragdag ng isang π bond, at ang bawat triple bond ay nagdaragdag ng dalawa.

Halimbawang may solusyon 1. Acrylonitrile, H₂C=CH–C≡N, na ginagamit sa paggawa ng mga acrylic fiber. Mga σ bond: tatlong C–H, isa sa C=C, isa sa C–C, at isa sa C≡N, kabuuang 6. Mga π bond: isa sa C=C at dalawa sa C≡N, kabuuang 3. Hybridization: ang dalawang carbon ng double bond ay may tatlong domain at sp²; ang nitrile carbon ay may dalawang domain at sp; ang nitrogen, na may isang bond domain at isang lone pair, ay sp din. Bilang pagsusuri, ang mga valence electron ay 3(4) + 3(1) + 5 = 20: 18 ang laman ng 9 na bond, at ang lone pair ng nitrogen ang may hawak sa natitirang 2.

Halimbawang may solusyon 2. Aspirin, C₉H₈O₄, na iginuhit na may salitan na mga double bond sa benzene ring. Mga σ bond: 6 na C–C sa ring, 4 na C–H sa ring, at 4 sa carboxylic acid group kasama ang kawing nito sa ring (C–C ng ring, C=O, C–O at O–H), at 7 sa ester group (C–O ng ring, O–C, C=O, C–CH₃ at tatlong C–H). Nagbibigay iyan ng 6 + 4 + 4 + 7 = 21 σ bond. Mga π bond: 3 sa ring at 1 sa bawat C=O, 5 sa kabuuan. Pagsusuri: may 21 atom at isang ring ang aspirin, at ang anumang konektadong istruktura ay may (mga atom − 1 + mga ring) na σ bond, 21 − 1 + 1 = 21. Tugma rin ang bilang ng electron: 52 electron ang laman ng 26 na bond, walong lone pair, o 16 na electron, ang hawak ng apat na oxygen, at 9(4) + 8(1) + 4(6) = 68. Walong carbon ang sp²; ang methyl carbon lang ang sp³.

Gaano kalakas ang pi bond kumpara sa sigma bond?

Ipinapakita ng mga average bond energy sa OpenStax Chemistry 2e Table 7.3 na lumiliit ang pakinabang ng pagdaragdag ng mga bond sa pagitan ng dalawang atom. Para sa mga bond na carbon–carbon: C–C, 1.54 Å at 345 kJ/mol; C=C, 1.34 Å at 611 kJ/mol; C≡C, 1.20 Å at 837 kJ/mol.

Halimbawang may solusyon 3. Ang pagbabawas ay nagbibigay ng magaspang na enerhiya para sa bawat idinagdag na π bond. Nagdaragdag ang unang π bond ng 611 − 345 = 266 kJ/mol, at ang ikalawa ay nagdaragdag ng 837 − 611 = 226 kJ/mol. Pareho silang mas maliit kaysa sa 345 kJ/mol ng C–C σ bond, dahil mas mahina ang magkatabing pagsasanib kaysa sa pagsasanib nang dulo sa dulo. Ang double bond ay 1.77 beses lang na kasinlakas ng single bond, hindi doble. Ang mas mahinang π bond ang bahaging nasisira sa mga addition reaction, kaya madaling nagdaragdag ang mga alkene ng Br₂ at HBr, at ng H₂ kapag may metal na catalyst. Ituring ang mga pagkakaibang ito bilang mga pagtatantiya; pinagsasama ng mga average bond energy ang mga halaga mula sa maraming iba't ibang molecule.

Mga delocalized na pi electron at ang hangganan ng mga hybrid orbital

Sa benzene, C₆H₆, ang bawat carbon ay sp² at may isang unhybridized na p orbital na perpendicular sa ring. Anim na parallel na p orbital ang nagsasanib nang paikot, kaya ang anim na π electron ay nakakalat sa buong ring sa halip na nakapirmi sa tatlong double bond. Pareho ang haba ng lahat ng anim na C–C bond, sa pagitan ng karaniwang haba ng single at double bond.

Inaayos muli ng resonance ang mga π electron at lone pair, hindi kailanman ang mga σ bond, kaya para sa mga atom tulad ng mga carbon sa benzene, ang anumang wastong istruktura ay nagbibigay ng parehong hybridization; tahasang binabanggit ito ng OpenStax para sa benzene. Mag-ingat sa atom na ang lone pair ay nagiging π bond sa ibang istruktura, tulad ng nitrogen sa isang amide: nagbabago ang bilang ng domain nito sa pagitan ng mga istruktura, at ipinapakita ng naobserbahang planar na geometry nito na ito ay sp². Ang delocalization ay isang lugar kung saan nagiging alanganin ang valence bond theory, at mas malinis na paglalarawan ang ibinibigay ng molecular orbital theory.

Ipinapares ng valence bond theory ang bawat electron sa isang bond o lone pair, kaya hinuhulaan nitong walang unpaired na electron ang O₂. Sa katunayan, naaakit sa magnet ang likidong oxygen, na nagpapakitang may mga unpaired na electron ang O₂. Bumubuo ang molecular orbital theory ng mga orbital na pag-aari ng buong molecule. Ang bond order ay kalahati ng pagkakaiba sa pagitan ng mga electron sa bonding at antibonding na orbital. Para sa O₂, ang 12 valence electron ay nagbibigay ng 8 bonding at 4 antibonding, kaya ang bond order ay (8 − 4)/2 = 2. Ang huling dalawang electron ay sumasakop sa dalawang magkahiwalay na π* orbital na may parallel na spin, na nagpapaliwanag sa paramagnetism. Para sa N₂, (8 − 2)/2 = 3, na tugma sa triple bond nito.

Mga error sa hybridization at kung paano mahuhuli ang mga ito

Karamihan sa mga error ay galing sa paglaktaw sa Lewis structure o sa maling pagbibilang ng mga domain. Bilangin muna ang mga σ bond at lone pair sa atom; sumusunod ang hybridization mula sa bilang na iyon lamang.

• Pagbibilang ng mga π bond sa steric number. Mga σ bond at lone pair lang ang binibilang na domain.
• Pagkalimot sa mga lone pair, na nagpapamukhang sp² ang nitrogen sa NH₃ sa halip na sp³.
• Pagbibilang sa double bond bilang dalawang σ bond. Ang bawat double bond ay isang σ at isang π.
• Pag-iwan sa mga hydrogen kapag binibilang ang mga σ bond sa skeletal o condensed na formula.
• Pag-aakalang sp² ang bawat carbon na may double bond. Ang gitnang carbon ng CO₂, na may dalawang double bond, ay may dalawang domain at sp.
• Paniniwalang binabago ng resonance structure ang hybridization ng atom. Inililipat ng resonance ang mga π electron, hindi ang mga σ bond.