Anglies kiekio hibridizacija, tipai ir jų savybės



The anglies hibridizacija apima dviejų grynų atominių orbitų derinį, kad būtų sukurta nauja „hibridinė“ molekulinė orbita su savo savybėmis. Atominės orbitos sąvoka suteikia geresnį paaiškinimą nei ankstesnė orbitos samprata, siekiant nustatyti, kur yra didesnė tikimybė rasti elektroną atomo viduje..

Kitaip tariant, atominė orbita yra kvantinės mechanikos pavaizdavimas, kad būtų galima suprasti elektrono arba elektronų poros padėtį tam tikroje atomo zonoje, kur kiekviena orbita yra apibrėžta pagal jo skaičių reikšmes kvantinis.

Kvantiniai skaičiai apibūdina sistemos būklę (pvz., Elektrono atomą) tam tikru momentu, naudojant elektronui priklausančią energiją (n), kampinį momentą, kurį jis apibūdina savo judėjime (l), magnetinį momentą, susijusį su (m) ir elektrono sukimas judant atomo (-ų) viduje.

Šie parametrai yra unikalūs kiekvienam elektronui orbitoje, todėl du elektronai negali turėti vienodų keturių kvantinių skaičių reikšmių, o kiekvienas orbitas gali užimti ne daugiau kaip du elektronus..

Indeksas

  • 1 Kas yra anglies hibridizacija??
  • 2 Pagrindiniai tipai
    • 2.1 Sp3 hibridizacija
    • 2.2 Hibridizacija sp2
  • 3 Nuorodos

Kas yra anglies hibridizacija?

Norint apibūdinti anglies hibridizaciją, reikia atsižvelgti į tai, kad kiekvienos orbitos savybės (jos forma, energija, dydis ir tt) priklauso nuo kiekvieno atomo elektroninės konfigūracijos..

Tai reiškia, kad kiekvienos orbitos charakteristikos priklauso nuo elektronų išdėstymo kiekviename „sluoksnyje“ arba lygmenyje: nuo artimiausio prie šerdies iki tolimiausio, taip pat žinomo kaip valentinis sluoksnis.

Atokiausio lygio elektronai yra vieninteliai, galintys sudaryti ryšį. Todėl, kai tarp dviejų atomų susidaro cheminė jungtis, susidaro dviejų orbitų (vienas iš kiekvieno atomo) persidengimas arba persidengimas, kuris yra glaudžiai susijęs su molekulių geometrija.

Kaip minėta pirmiau, kiekviena orbita gali būti užpildyta ne daugiau kaip dviem elektronais, tačiau turi būti laikomasi Aufbau principo, pagal kurį orbitos užpildomos pagal jų energijos lygį (nuo mažiausio iki didžiausio), kaip rodo toliau:

Tokiu būdu pirmasis lygis bus užpildytass, tada 2s, po to 2p ir tt, priklausomai nuo to, kiek elektronų yra atomas arba jonas.

Taigi hibridizacija yra reiškinys, atitinkantis molekules, nes kiekvienas atomas gali suteikti tik grynąsias atomines orbitales (s, p, d, f) ir dėl dviejų ar daugiau atominių orbitų derinio, sudaromas toks pat hibridinių orbitų skaičius, leidžiantis susieti elementus..

Pagrindiniai tipai

Atominės orbitos turi skirtingą formą ir erdvines orientacijas, didėjančias sudėtingumą, kaip parodyta toliau:

Pastebėta, kad yra tik vienas orbitos tipas s (sferinė forma), trijų tipų orbitos p (lobinė forma, kurioje kiekviena skiltelė yra orientuota į erdvinę ašį), penkių tipų orbitos d ir septynios orbitos rūšys f, kur kiekvienas orbitos tipas turi tokią pačią energiją kaip ir jo rūšis.

Anglies atomas jo pagrindinėje būsenoje turi šešis elektronus, kurių konfigūracija yra 1s22s22p2. Tai reiškia, kad jie turėtų užimti 1 lygįs (du elektronai), 2s (du elektronai) ir iš dalies 2p (likę du elektronai) pagal Aufbau principą.

Tai reiškia, kad anglies atomo orbitoje 2 yra tik du nesusiję elektronaip, tačiau negalima paaiškinti metano molekulės (CH4) arba kitas sudėtingesnis.

Taigi, norint suformuoti šias obligacijas, jums reikia orbitų hibridizacijos s ir p (anglies atveju) generuoti naujas hibridines orbitales, kurios paaiškina net dvigubas ir trigubas jungtis, kur elektronai įgyja pačią stabiliausią konfigūraciją molekulių formavimui.

Hibridizacija sp3

Hibridizacija sp3 susideda iš keturių „hibridinių“ orbitų sudarymo iš 2s, 2p orbitųx, 2pir ir 2pz cigarai.

Taigi, mes turime 2-ojo lygio elektronų pertvarkymą, kur yra keturi elektronai keturių obligacijų formavimui, ir jie lygiagrečiai užsakomi mažesne energija (didesnis stabilumas).

Pavyzdys yra etileno molekulė (C2H4), kurių sąsajos sudaro 120 ° kampų tarp atomų ir suteikia plokščią trigoninę geometriją.

Tokiu atveju sukuriamos paprastos C-H ir C-C obligacijos (dėl orbitalių) sp2) ir dvigubą C-C ryšį (dėl orbitos p), siekiant sukurti stabiliausią molekulę.

Hibridizacija sp2

Per hibridizaciją2 trys „hibridinės“ orbitos sukuriamos iš gryno 2s orbitos ir trijų grynų 2p orbitų. Be to, gaunama grynoji p orbita, kuri dalyvauja formuojant dvigubą jungtį (vadinama pi: "π")..

Pavyzdys yra etileno molekulė (C2H4), kurių obligacijos sudaro 120 ° kampų tarp atomų ir suteikia plokščią trigoninę geometriją. Šiuo atveju sukuriamos paprastos C-H ir C-C obligacijos (dėl sp orbitalių).2) ir dvigubą C-C ryšį (dėl p orbitos), siekiant sudaryti stabiliausią molekulę.

Spibridizuojant dvi grynos „hibridinės“ orbitos sukuriamos iš gryno 2s orbitos ir trijų grynų 2p orbitų. Tokiu būdu suformuojamos dvi gryno p orbitos, kurios dalyvauja trimis ryšiais.

Šio tipo hibridizacijai pavyzdys yra acetileno molekulė (C)2H2), kurių sąsajos sudaro 180 ° kampų tarp atomų ir suteikia linijinę geometriją.

Šiai struktūrai yra paprastos C-H ir C-C obligacijos (dėl sp orbitalių) ir trigubos C-C obligacijos (tai yra dvi pi obligacijos, atsirandančios dėl p orbitų), kad gautumėte konfigūraciją, turinčią mažiausiai elektroninį atbaidymą..

Nuorodos

  1. Orbitinė hibridizacija. Gauta iš en.wikipedia.org
  2. Fox, M. A. ir Whitesell, J. K. (2004). Organinė chemija. Gauta iš books.google.co.ve
  3. Carey, F. A. ir Sundberg, R. J. (2000). Išplėstinė organinė chemija: A dalis: struktūra ir mechanizmai. Gauta iš books.google.co.ve
  4. Anslyn, E. V. ir Dougherty, D. A. (2006). Moderni fizinė organinė chemija. Gauta iš books.google.co.ve
  5. Mathur, R. B .; Singh, B. P. ir Pande, S. (2016). Anglies nanomedžiagos: sintezė, struktūra, savybės ir taikymas. Gauta iš books.google.co.ve