Hîbrîdîzasyon û girêdanên sigma û pî: orbîtalên li pişt şiklê molekulî

Girêdan wekî orbîtalên li ser hev

Teoriya girêdana valansê girêdaneke kovalent wekî du elektronên bi spînên berovajî di herêmekê de vedibêje ku orbîtalên li ser du atoman li ser hev dikevin. Ketina li ser hev tîrêjiya elektronan di navbera navokan de kom dike, ku li wir her duyan dikişîne. Ketina li ser hev a zêdetir bi gelemperî tê wateya girêdaneke xurttir.

Ketina li ser hev dikare bi du awayan çêbibe. Di girêdaneke sigma (σ) de, orbîtal serî bi serî, li ser xeta ku navokan bi hev ve girê dide, digihîjin hev, ji ber vê yekê tîrêjiya elektronan li ser wê eksenê herî mezin e. Di girêdaneke pî (π) de, du orbîtalên p yên paralel kêlek bi kêlek li ser hev dikevin, ji ber vê yekê tîrêjî li jor û jêrê eksenê ye, bi planeke girêkî ku eksenê dihewîne. Her girêdana yekane girêdaneke σ ye.

Çima orbîtalên 2s û 2p yên karbonê divê tevlihev bibin

Orbîtalên valansê yên karbonê yek 2s û sê 2p ne. Sê orbîtalên p li ser x, y û z, bi 90° ji hev, diçin. Heke çar girêdanên C–H yên metanê wan rasterast bi kar bianiyana, sê girêdan dê bi 90° bûna û yek dê cuda bûya. Li şûna wê, hemû çar girêdanên di CH₄ de yeksan in û 109.5° ji hev dûr in.

Hîbrîdîzasyon vê çareser dike. Hevkirina matematîkî ya orbîtala 2s bi hemû sê orbîtalên 2p re çar orbîtalên hîbrîd ên sp³ yên hevwate dide ku ber bi goşeyên çarfaceyekê ve diçin. Hejmara orbîtalên hîbrîd her gav bi hejmara orbîtalên atomî yên tevlihevkirî re wekhev e. Her orbîtaleke sp³ lobeke mezin heye ku bi orbîtaleke 1s ya hîdrojenê re baş li ser hev dikeve, ev e sedema ku orbîtalên hîbrîd girêdanên σ yên xurt çêdikin.

Diyarkirina hîbrîdîzasyonê ji hejmara steric

Hîbrîdîzasyon ji hejmara domenên elektronan dora atomekê, hejmara wê ya steric ji VSEPR, tê. Cotên tenê wekî domen têne jimartin, û girêdaneke pirjimar carekê tê jimartin. Gava ku tu hejmara steric bizanî, hîbrîdîzasyon diyar e.

Cotên tenê jî orbîtalên hîbrîd dagir dikin û girêdanan nêzîktirî hev dikin. OpenStax Chemistry 2e (Beşa 8.2) 107.3° ji bo goşeya H–N–H di amonyakê de û 104.5° ji bo H–O–H di avê de dide, her du sp³ bi goşeyên girêdanê yên di bin 109.5° ya îdeal de.

• Hejmara steric 2: sp, xetî, 180°. Yek s û yek p tevlihev dibin, du orbîtalên p yên nehîbrîdkirî dihêlin. Her orbîtaleke sp ji sedî 50 taybetmendiya s e.
• Hejmara steric 3: sp², sêgoşeyî-planar, 120°. Yek s û du p tevlihev dibin, yek orbîtala p ya li ser planê stûnî dihêlin. Ji sedî 33 taybetmendiya s.
• Hejmara steric 4: sp³, çarfaceyî, 109.5°. Yek s û sê p tevlihev dibin, tu yekê nahêlin. Ji sedî 25 taybetmendiya s.
• Hejmarên steric 5 û 6 pir caran wekî sp³d û sp³d² têne nîşankirin, wekî di OpenStax de. Van wekî nîşanên geometriyê bibîne; li sînorkirinên jêrîn binêre.

Girêdanên dualî û sêalî wekî sigma plus pî

Di etîlenê de, H₂C=CH₂, her karbon sê domen heye û sp² ye. Sê orbîtalên sp² girêdanên σ bi du hîdrojenan û karbona din re çêdikin. Orbîtalên p yên mayî li ser her du karbonan paralel in û kêlek bi kêlek li ser hev dikevin da ku girêdaneke π çêbikin. Ji ber vê yekê girêdaneke dualî yek girêdana σ plus yek girêdana π ye. Girêdaneke sêalî, wekî di asetîlenê de, HC≡CH, yek girêdana σ plus du girêdanên π ye, ku ji du cot orbîtalên p yên nehîbrîdkirî yên li ser karbonên sp bi goşeya rast ji hev hatine çêkirin.

Girêdana π rave dike çima girêdanên dualî bi azadî nazivirin. Zivirandina dawiyekê bi 90° dê orbîtalên p li ser hev stûnî bike û ketina li ser hev a π bişkîne. Ji ber vê yekê cis-2-butene û trans-2-butene pêkhateyên cuda ne ku di germahiya odeyê de nabin hev, dema ku her du dawiyên girêdaneke yekane ya C–C bi hêsanî dizivirin.

Mînakên çareserkirî: jimartina girêdanan di akrîlonîtrîl û aspîrînê de

Ji bo jimartina girêdanên σ û π, avahiyeke Lewis ya temam bikişîne, bi her hîdrojenê re. Paşê her xeta girêdanê tam yek girêdana σ dide, her girêdana dualî yek girêdana π zêde dike, û her girêdana sêalî du zêde dike.

Mînaka çareserkirî 1. Akrîlonîtrîl, H₂C=CH–C≡N, ku ji bo çêkirina têlên akrîlîk tê bikaranîn. Girêdanên σ: sê C–H, yek di C=C de, yek di C–C de û yek di C≡N de, bi tevahî 6. Girêdanên π: yek di C=C de û du di C≡N de, bi tevahî 3. Hîbrîdîzasyon: her du karbonên girêdana dualî sê domen hene û sp² ne; karbona nîtrîlê du domen heye û sp ye; nîtrojen, bi yek domena girêdanê û yek cotê tenê, jî sp ye. Wekî kontrol, elektronên valansê 3(4) + 3(1) + 5 = 20 ne: 9 girêdan 18 digirin, û cotê tenê yê nîtrojenê 2-yên din digire.

Mînaka çareserkirî 2. Aspîrîn, C₉H₈O₄, bi girêdanên dualî yên alternatîf di xeleka benzenê de xêzkirî. Girêdanên σ: 6 C–C di xelekê de, 4 C–H yên xelekê, û 4 di koma asîda karboksîlîk û girêdana wê bi xelekê re (C–C ya xelekê, C=O, C–O û O–H), û 7 di koma esterê de (C–O ya xelekê, O–C, C=O, C–CH₃ û sê C–H). Ev 6 + 4 + 4 + 7 = 21 girêdanên σ dide. Girêdanên π: 3 di xelekê de û 1 di her C=O de, bi tevahî 5. Kontrol: aspîrîn 21 atom û yek xelek heye, û her avahiyeke girêdayî (atom − 1 + xelek) girêdanên σ heye, 21 − 1 + 1 = 21. Jimartina elektronan jî dixebite: 26 girêdan 52 elektronan digirin, çar oksîjen heşt cotên tenê, an 16 elektron, digirin, û 9(4) + 8(1) + 4(6) = 68. Heşt karbon sp² ne; tenê karbona metîlê sp³ ye.

Girêdaneke pî li gorî girêdaneke sigma çiqas xurt e?

Enerjiyên girêdanê yên navînî di Tabloya 7.3 ya OpenStax Chemistry 2e de nîşan didin ku zêdekirina girêdanan di navbera du atoman de feydeyên kêmbûyî dide. Ji bo girêdanên karbon–karbon: C–C, 1.54 Å û 345 kJ/mol; C=C, 1.34 Å û 611 kJ/mol; C≡C, 1.20 Å û 837 kJ/mol.

Mînaka çareserkirî 3. Jêkirin enerjiyeke nêzîk ji bo her girêdana π ya zêdekirî dide. Girêdana π ya yekem 611 − 345 = 266 kJ/mol zêde dike, û ya duyemîn 837 − 611 = 226 kJ/mol zêde dike. Her du ji 345 kJ/mol ya girêdaneke σ ya C–C piçûktir in, ji ber ku ketina li ser hev a kêlek bi kêlek ji ya serî bi serî qelstir e. Girêdaneke dualî tenê 1.77 carî bi qasî girêdaneke yekane xurt e, ne du carî. Girêdana π ya qelstir ew beş e ku di reaksiyonên lêzêdekirinê de dişkê, ev e sedema ku alken Br₂ û HBr bi hêsanî, û H₂ bi hebûna katalîzoreke metalî, li xwe zêde dikin. Van cudahiyan wekî texmînan bibîne; enerjiyên girêdanê yên navînî nirxên ji gelek molekulên cuda bi hev re dikin.

Elektronên pî yên belavbûyî û sînorên orbîtalên hîbrîd

Di benzenê de, C₆H₆, her karbon sp² ye û yek orbîtala p ya nehîbrîdkirî ya li ser xelekê stûnî heye. Şeş orbîtalên p yên paralel li dora xelekê hemûyî li ser hev dikevin, ji ber vê yekê şeş elektronên π li ser tevahiya xelekê belav dibin li şûna ku di sê girêdanên dualî de sabît bin. Hemû şeş girêdanên C–C heman dirêjahiyê hene, di navbera dirêjahiyên asayî yên girêdana yekane û dualî de.

Rezonans elektronên π û cotên tenê ji nû ve rêz dike, qet girêdanên σ na, ji ber vê yekê ji bo atomên wekî karbonên di benzenê de her avahiyeke derbasdar heman hîbrîdîzasyonê dide; OpenStax vê xalê ji bo benzenê bi eşkereyî dibêje. Bi atomeke ku cotê wê yê tenê di avahiyeke din de dibe girêdaneke π baldar be, wekî nîtrojena di amîdekê de: hejmara domenên wê di navbera avahiyan de diguhere, û geometriya wê ya planar a çavdêrîkirî nîşan dide ku ew sp² ye. Belavbûn qadek e ku teoriya girêdana valansê lê nebaş dibe, û teoriya orbîtalên molekulî vegotineke paqijtir dide.

Teoriya girêdana valansê her elektronê di girêdanekê an cotekî tenê de cot dike, ji ber vê yekê ew pêşbîn dike ku O₂ elektronên nejêkirî nîne. Oksîjena şilav bi rastî ber bi magnetekê ve tê kişandin, ku nîşan dide O₂ elektronên nejêkirî heye. Teoriya orbîtalên molekulî orbîtalên ku aîdî tevahiya molekulê ne ava dike. Rêza girêdanê nîvê cudahiya di navbera elektronên di orbîtalên girêdanê û dijgirêdanê de ye. Ji bo O₂, 12 elektronên valansê 8 girêdanê û 4 dijgirêdanê didin, ji ber vê yekê rêza girêdanê (8 − 4)/2 = 2. Du elektronên dawî du orbîtalên π* yên cuda bi spînên paralel dagir dikin, ku paramagnetîzmê rave dike. Ji bo N₂, (8 − 2)/2 = 3, bi girêdana wê ya sêalî re li hev tê.

Xeletiyên hîbrîdîzasyonê û çawa wan bigirî

Piraniya xeletiyan ji derbaskirina avahiya Lewis an ji şaşjimartina domenan têne. Pêşî girêdanên σ û cotên tenê li ser atomê bijmêre; hîbrîdîzasyon tenê ji wê jimartinê tê.

• Jimartina girêdanên π di hejmara steric de. Tenê girêdanên σ û cotên tenê wekî domen têne jimartin.
• Ji bîrkirina cotên tenê, ku nîtrojena di NH₃ de li şûna sp³ wekî sp² nîşan dide.
• Jimartina girêdaneke dualî wekî du girêdanên σ. Her girêdana dualî yek σ û yek π ye.
• Derxistina hîdrojenan dema jimartina girêdanên σ di formuleke skeletî an kurtkirî de.
• Texmîna ku her karbona bi girêdaneke dualî sp² ye. Karbona navendî ya CO₂, bi du girêdanên dualî, du domen heye û sp ye.
• Bawerkirina ku avahiyeke rezonansê hîbrîdîzasyona atomekê diguherîne. Rezonans elektronên π diguhezîne, ne girêdanên σ.