సంకరీకరణం, సిగ్మా, పై బంధాలు: అణు ఆకారం వెనుక ఉన్న ఆర్బిటాల్‌లు

అతిపాతమయ్యే ఆర్బిటాల్‌లుగా బంధాలు

సంయోజకత బంధ సిద్ధాంతం సహసంయోజక బంధాన్ని రెండు పరమాణువులపై ఉన్న ఆర్బిటాల్‌లు అతిపాతమయ్యే ప్రాంతంలో వ్యతిరేక స్పిన్‌లు గల రెండు ఎలక్ట్రాన్‌లుగా వివరిస్తుంది. అతిపాతం ఎలక్ట్రాన్ సాంద్రతను కేంద్రకాల మధ్య కేంద్రీకరిస్తుంది, అక్కడ అది రెండింటినీ ఆకర్షిస్తుంది. సాధారణంగా ఎక్కువ అతిపాతం అంటే బలమైన బంధం.

అతిపాతం రెండు విధాలుగా జరగవచ్చు. సిగ్మా (σ) బంధంలో, ఆర్బిటాల్‌లు కేంద్రకాలను కలిపే రేఖ వెంబడి కొనకు కొన కలుస్తాయి, కాబట్టి ఎలక్ట్రాన్ సాంద్రత ఆ అక్షంపై అత్యధికంగా ఉంటుంది. పై (π) బంధంలో, రెండు సమాంతర p ఆర్బిటాల్‌లు పక్కపక్కనే అతిపాతమవుతాయి, కాబట్టి సాంద్రత అక్షానికి పైన, కింద ఉంటుంది, అక్షాన్ని కలిగి ఉన్న ఒక నోడల్ తలంతో. ప్రతి ఏకబంధం σ బంధమే.

కార్బన్ 2s, 2p ఆర్బిటాల్‌లు ఎందుకు కలవాలి

కార్బన్ సంయోజకత ఆర్బిటాల్‌లు ఒక 2s, మూడు 2p. మూడు p ఆర్బిటాల్‌లు x, y, z వెంబడి, ఒకదానికొకటి 90° వద్ద ఉంటాయి. మీథేన్ నాలుగు C–H బంధాలు వాటిని నేరుగా ఉపయోగిస్తే, మూడు బంధాలు 90° వద్ద ఉంటాయి, ఒకటి భిన్నంగా ఉంటుంది. బదులుగా, CH₄ లోని నాలుగు బంధాలూ ఒకేలా ఉండి 109.5° దూరంలో ఉంటాయి.

సంకరీకరణం దీన్ని పరిష్కరిస్తుంది. 2s ఆర్బిటాల్‌ను మూడు 2p ఆర్బిటాల్‌లతో గణితపరంగా కలిపితే చతుర్ముఖి మూలలను సూచించే నాలుగు సమానమైన sp³ సంకర ఆర్బిటాల్‌లు వస్తాయి. సంకర ఆర్బిటాల్‌ల సంఖ్య ఎల్లప్పుడూ కలిపిన పరమాణు ఆర్బిటాల్‌ల సంఖ్యకు సమానం. ప్రతి sp³ ఆర్బిటాల్‌కు హైడ్రోజన్ 1s ఆర్బిటాల్‌తో బాగా అతిపాతమయ్యే ఒక పెద్ద లోబ్ ఉంటుంది, అందుకే సంకర ఆర్బిటాల్‌లు బలమైన σ బంధాలను ఏర్పరుస్తాయి.

స్టెరిక్ సంఖ్య నుండి సంకరీకరణాన్ని కేటాయించడం

సంకరీకరణం ఒక పరమాణువు చుట్టూ ఉన్న ఎలక్ట్రాన్ డొమైన్‌ల సంఖ్య, అంటే VSEPR నుండి దాని స్టెరిక్ సంఖ్య, నుండి వస్తుంది. ఒంటరి జతలు డొమైన్‌లుగా లెక్కించబడతాయి, బహుళ బంధం ఒకసారి లెక్కించబడుతుంది. స్టెరిక్ సంఖ్య తెలిసిన తర్వాత, సంకరీకరణం నిర్ధారితమవుతుంది.

ఒంటరి జతలు కూడా సంకర ఆర్బిటాల్‌లను ఆక్రమించి బంధాలను దగ్గరకు నెడతాయి. OpenStax Chemistry 2e (విభాగం 8.2) అమోనియాలో H–N–H కోణానికి 107.3°, నీటిలో H–O–H కు 104.5° ఇస్తుంది, రెండూ sp³, బంధ కోణాలు ఆదర్శ 109.5° కంటే తక్కువ.

• స్టెరిక్ సంఖ్య 2: sp, రేఖీయం, 180°. ఒక s, ఒక p కలుస్తాయి, రెండు సంకరం చెందని p ఆర్బిటాల్‌లు మిగులుతాయి. ప్రతి sp ఆర్బిటాల్‌కు 50% s స్వభావం.
• స్టెరిక్ సంఖ్య 3: sp², త్రిభుజాకార సమతలం, 120°. ఒక s, రెండు p కలుస్తాయి, తలానికి లంబంగా ఒక p ఆర్బిటాల్ మిగులుతుంది. 33% s స్వభావం.
• స్టెరిక్ సంఖ్య 4: sp³, చతుర్ముఖీయం, 109.5°. ఒక s, మూడు p కలుస్తాయి, ఏదీ మిగలదు. 25% s స్వభావం.
• స్టెరిక్ సంఖ్యలు 5, 6 లను తరచుగా OpenStax లో లాగా sp³d, sp³d² అని లేబుల్ చేస్తారు. వీటిని జ్యామితి లేబుళ్లుగా పరిగణించండి; కింద ఉన్న పరిమితులను చూడండి.

సిగ్మా ప్లస్ పై గా ద్వి, త్రిబంధాలు

ఇథిలీన్, H₂C=CH₂, లో ప్రతి కార్బన్‌కు మూడు డొమైన్‌లు ఉన్నాయి, అది sp². మూడు sp² ఆర్బిటాల్‌లు రెండు హైడ్రోజన్‌లకు, మరో కార్బన్‌కు σ బంధాలను ఏర్పరుస్తాయి. రెండు కార్బన్‌లపై మిగిలిన p ఆర్బిటాల్‌లు సమాంతరంగా ఉండి పక్కపక్కనే అతిపాతమై π బంధాన్ని ఏర్పరుస్తాయి. కాబట్టి ద్విబంధం ఒక σ బంధం ప్లస్ ఒక π బంధం. ఎసిటిలీన్, HC≡CH, లో లాగా త్రిబంధం ఒక σ బంధం ప్లస్ రెండు π బంధాలు, ఇవి sp కార్బన్‌లపై ఒకదానికొకటి లంబకోణంలో ఉన్న రెండు జతల సంకరం చెందని p ఆర్బిటాల్‌ల నుండి ఏర్పడతాయి.

ద్విబంధాలు ఎందుకు స్వేచ్ఛగా భ్రమణం చెందవో π బంధం వివరిస్తుంది. ఒక కొనను 90° మెలితిప్పితే p ఆర్బిటాల్‌లు లంబంగా మారి π అతిపాతం తెగిపోతుంది. అందుకే cis-2-బ్యూటీన్, trans-2-బ్యూటీన్ గది ఉష్ణోగ్రత వద్ద పరస్పరం మారని వేర్వేరు సమ్మేళనాలు, అయితే C–C ఏకబంధం రెండు కొనలు సులభంగా భ్రమణం చెందుతాయి.

సాధన ఉదాహరణలు: అక్రిలోనైట్రైల్, ఆస్పిరిన్‌లలో బంధాలను లెక్కించడం

σ, π బంధాలను లెక్కించడానికి, ప్రతి హైడ్రోజన్‌తో సహా పూర్తి లూయిస్ నిర్మాణాన్ని గీయండి. అప్పుడు ప్రతి బంధ గీత సరిగ్గా ఒక σ బంధాన్ని ఇస్తుంది, ప్రతి ద్విబంధం ఒక π బంధాన్ని కలుపుతుంది, ప్రతి త్రిబంధం రెండింటిని కలుపుతుంది.

సాధన ఉదాహరణ 1. అక్రిలిక్ పోగులను తయారు చేయడానికి ఉపయోగించే అక్రిలోనైట్రైల్, H₂C=CH–C≡N. σ బంధాలు: మూడు C–H, C=C లో ఒకటి, C–C లో ఒకటి, C≡N లో ఒకటి, మొత్తం 6. π బంధాలు: C=C లో ఒకటి, C≡N లో రెండు, మొత్తం 3. సంకరీకరణం: ద్విబంధంలోని రెండు కార్బన్‌లకు మూడు డొమైన్‌లు ఉన్నాయి, అవి sp²; నైట్రైల్ కార్బన్‌కు రెండు డొమైన్‌లు, అది sp; ఒక బంధ డొమైన్, ఒక ఒంటరి జత ఉన్న నైట్రోజన్ కూడా sp. తనిఖీగా, సంయోజకత ఎలక్ట్రాన్‌లు 3(4) + 3(1) + 5 = 20: 9 బంధాలు 18 ని కలిగి ఉంటాయి, నైట్రోజన్ ఒంటరి జత మిగిలిన 2 ను కలిగి ఉంటుంది.

సాధన ఉదాహరణ 2. బెంజీన్ వలయంలో ఏకాంతర ద్విబంధాలతో గీసిన ఆస్పిరిన్, C₉H₈O₄. σ బంధాలు: వలయంలో 6 C–C, 4 వలయ C–H, కార్బాక్సిలిక్ ఆమ్ల సమూహంలో, వలయంతో దాని అనుసంధానంలో 4 (వలయ C–C, C=O, C–O, O–H), ఎస్టర్ సమూహంలో 7 (వలయ C–O, O–C, C=O, C–CH₃, మూడు C–H). అది 6 + 4 + 4 + 7 = 21 σ బంధాలను ఇస్తుంది. π బంధాలు: వలయంలో 3, ప్రతి C=O లో 1, మొత్తం 5. తనిఖీ: ఆస్పిరిన్‌కు 21 పరమాణువులు, ఒక వలయం ఉన్నాయి, ఏ అనుసంధానిత నిర్మాణానికైనా (పరమాణువులు − 1 + వలయాలు) σ బంధాలు ఉంటాయి, 21 − 1 + 1 = 21. ఎలక్ట్రాన్ లెక్క కూడా సరిపోతుంది: 26 బంధాలు 52 ఎలక్ట్రాన్‌లను కలిగి ఉంటాయి, నాలుగు ఆక్సిజన్‌లు ఎనిమిది ఒంటరి జతలను, అంటే 16 ఎలక్ట్రాన్‌లను కలిగి ఉంటాయి, 9(4) + 8(1) + 4(6) = 68. ఎనిమిది కార్బన్‌లు sp²; మిథైల్ కార్బన్ మాత్రమే sp³.

సిగ్మా బంధంతో పోలిస్తే పై బంధం ఎంత బలమైనది?

OpenStax Chemistry 2e పట్టిక 7.3 లోని సగటు బంధ శక్తులు రెండు పరమాణువుల మధ్య బంధాలను కలిపే కొద్దీ లాభం తగ్గుతుందని చూపిస్తాయి. కార్బన్–కార్బన్ బంధాలకు: C–C, 1.54 Å, 345 kJ/mol; C=C, 1.34 Å, 611 kJ/mol; C≡C, 1.20 Å, 837 kJ/mol.

సాధన ఉదాహరణ 3. తీసివేస్తే కలిపిన ప్రతి π బంధానికి స్థూల శక్తి వస్తుంది. మొదటి π బంధం 611 − 345 = 266 kJ/mol ను కలుపుతుంది, రెండోది 837 − 611 = 226 kJ/mol ను కలుపుతుంది. రెండూ C–C σ బంధపు 345 kJ/mol కంటే చిన్నవి, ఎందుకంటే పక్కపక్క అతిపాతం కొనకు కొన అతిపాతం కంటే బలహీనమైనది. ద్విబంధం ఏకబంధం కంటే కేవలం 1.77 రెట్లు బలమైనది, రెట్టింపు కాదు. సంకలన చర్యలలో తెగేది బలహీనమైన π బంధమే, అందుకే ఆల్కీన్‌లు Br₂, HBr ను, లోహ ఉత్ప్రేరకం సమక్షంలో H₂ ను సులభంగా కలుపుకుంటాయి. ఈ తేడాలను అంచనాలుగా పరిగణించండి; సగటు బంధ శక్తులు అనేక వేర్వేరు అణువుల నుండి విలువలను కలుపుతాయి.

విస్థానీకృత పై ఎలక్ట్రాన్‌లు, సంకర ఆర్బిటాల్‌ల పరిమితులు

బెంజీన్, C₆H₆, లో ప్రతి కార్బన్ sp², వలయానికి లంబంగా ఒక సంకరం చెందని p ఆర్బిటాల్ ఉంటుంది. ఆరు సమాంతర p ఆర్బిటాల్‌లు వలయం చుట్టూ అతిపాతమవుతాయి, కాబట్టి ఆరు π ఎలక్ట్రాన్‌లు మూడు ద్విబంధాలలో స్థిరంగా ఉండకుండా మొత్తం వలయంపై విస్తరించి ఉంటాయి. ఆరు C–C బంధాలకూ ఒకే పొడవు ఉంటుంది, సాధారణ ఏక, ద్విబంధ పొడవుల మధ్య.

అనునాదం π ఎలక్ట్రాన్‌లను, ఒంటరి జతలను పునర్వ్యవస్థీకరిస్తుంది, σ బంధాలను ఎప్పుడూ కాదు, కాబట్టి బెంజీన్‌లోని కార్బన్‌ల వంటి పరమాణువులకు ఏ చెల్లుబాటు అయ్యే నిర్మాణమైనా ఒకే సంకరీకరణాన్ని ఇస్తుంది; OpenStax బెంజీన్‌కు ఈ విషయాన్ని స్పష్టంగా చెబుతుంది. మరొక నిర్మాణంలో ఒంటరి జత π బంధంగా మారే పరమాణువు విషయంలో, ఎమైడ్‌లోని నైట్రోజన్ వంటి దానితో, జాగ్రత్తగా ఉండండి: దాని డొమైన్ సంఖ్య నిర్మాణాల మధ్య మారుతుంది, దాని గమనించిన సమతల జ్యామితి అది sp² అని చూపిస్తుంది. విస్థానీకరణ సంయోజకత బంధ సిద్ధాంతం ఇబ్బందికరంగా మారే రంగం, అణు ఆర్బిటాల్ సిద్ధాంతం స్పష్టమైన వివరణను ఇస్తుంది.

సంయోజకత బంధ సిద్ధాంతం ప్రతి ఎలక్ట్రాన్‌ను బంధంలో లేదా ఒంటరి జతలో జత చేస్తుంది, కాబట్టి O₂ కు జతకూడని ఎలక్ట్రాన్‌లు లేవని అది అంచనా వేస్తుంది. నిజానికి ద్రవ ఆక్సిజన్ అయస్కాంతం వైపు ఆకర్షించబడుతుంది, ఇది O₂ కు జతకూడని ఎలక్ట్రాన్‌లు ఉన్నాయని చూపిస్తుంది. అణు ఆర్బిటాల్ సిద్ధాంతం మొత్తం అణువుకు చెందిన ఆర్బిటాల్‌లను నిర్మిస్తుంది. బంధ క్రమాంకం అంటే బంధక, వ్యతిబంధక ఆర్బిటాల్‌లలోని ఎలక్ట్రాన్‌ల తేడాలో సగం. O₂ కు, 12 సంయోజకత ఎలక్ట్రాన్‌లు 8 బంధక, 4 వ్యతిబంధక ఎలక్ట్రాన్‌లను ఇస్తాయి, కాబట్టి బంధ క్రమాంకం (8 − 4)/2 = 2. చివరి రెండు ఎలక్ట్రాన్‌లు సమాంతర స్పిన్‌లతో రెండు వేర్వేరు π* ఆర్బిటాల్‌లను ఆక్రమిస్తాయి, ఇది అనుఅయస్కాంతత్వాన్ని వివరిస్తుంది. N₂ కు, (8 − 2)/2 = 3, దాని త్రిబంధానికి సరిపోతుంది.

సంకరీకరణ తప్పులు, వాటిని పట్టుకునే మార్గాలు

చాలా తప్పులు లూయిస్ నిర్మాణాన్ని దాటవేయడం వల్ల లేదా డొమైన్‌లను తప్పుగా లెక్కించడం వల్ల వస్తాయి. ముందు పరమాణువుపై σ బంధాలను, ఒంటరి జతలను లెక్కించండి; సంకరీకరణం ఆ లెక్క ఒక్కదాని నుండే వస్తుంది.

• π బంధాలను స్టెరిక్ సంఖ్యలో లెక్కించడం. σ బంధాలు, ఒంటరి జతలు మాత్రమే డొమైన్‌లుగా లెక్కించబడతాయి.
• ఒంటరి జతలను మర్చిపోవడం, ఇది NH₃ లోని నైట్రోజన్‌ను sp³ కు బదులు sp² గా కనిపించేలా చేస్తుంది.
• ద్విబంధాన్ని రెండు σ బంధాలుగా లెక్కించడం. ప్రతి ద్విబంధం ఒక σ, ఒక π.
• అస్థిపంజర లేదా సంక్షిప్త సూత్రంలో σ బంధాలను లెక్కించేటప్పుడు హైడ్రోజన్‌లను వదిలేయడం.
• ద్విబంధం ఉన్న ప్రతి కార్బన్ sp² అని భావించడం. రెండు ద్విబంధాలు ఉన్న CO₂ కేంద్ర కార్బన్‌కు రెండు డొమైన్‌లు ఉన్నాయి, అది sp.
• అనునాద నిర్మాణం పరమాణువు సంకరీకరణాన్ని మారుస్తుందని నమ్మడం. అనునాదం π ఎలక్ట్రాన్‌లను కదిలిస్తుంది, σ బంధాలను కాదు.