Hybrydyzacja i geometria cząsteczek - To jest chemia 1 (ZR)

1.Niesparowane elektrony a liczba wiązań kowalencyjnych

Wiązania kowalencyjne mogą powstawać, gdy orbitale atomów są obsadzone pojedynczymi (niesparowanymi) elektronami. Np. atom tlenu ($1s^2 2s^2 2p^4$) ma 2 niesparowane elektrony na podpowłoce $2p$, więc tworzy 2 wiązania kowalencyjne, np. w cząsteczce $\ce{H2O}$.

2.Stan wzbudzony atomu węgla

W stanie podstawowym ($1s^2 2s^2 2p^2$) atom węgla ma tylko 2 niesparowane elektrony, a w większości związków, np. w $\ce{CH4}$, tworzy 4 wiązania. Po wzbudzeniu jeden elektron przechodzi z orbitalu $2s$ na niezapełniony orbital $2p$ o wyższej energii: $\ce{C^*}$: $1s^2 2s^1 2p^3$ - 4 niesparowane elektrony. Gwiazdka oznacza atom w stanie wzbudzonym.

3.Stan wzbudzony atomu boru

Atom boru w stanie podstawowym ($1s^2 2s^2 2p^1$) ma 1 niesparowany elektron. Po przejściu jednego elektronu z orbitalu $2s$ na niezapełniony orbital $2p$ ($\ce{B^*}$: $1s^2 2s^1 2p^2$) ma 3 niesparowane elektrony, dlatego tworzy z fluorem związek $\ce{BF3}$, a nie $\ce{BF}$.

4.Równocenność wiązań w cząsteczce metanu

Wiązania $\ce{C-H}$ w $\ce{CH4}$ powstają z udziałem elektronów z orbitali o różnej energii i kształcie ($2s$ i $2p$), a mimo to są równocenne - mają jednakową długość i energię. Różnią się tylko ułożeniem w przestrzeni: są skierowane ku narożom czworościanu foremnego (tetraedru) pod kątem 109,5°.

5.Hybrydyzacja

Operacja matematyczna umożliwiająca wyjaśnienie kształtu cząsteczek wieloatomowych; „wymieszanie” orbitali atomowych różnych podpowłok tej samej powłoki, prowadzące do utworzenia nowych orbitali. Hybrydyzacja nie jest procesem fizycznym.

6.Orbitale zhybrydyzowane

Orbitale powstałe w wyniku hybrydyzacji. Mają między sobą jednakową energię i taki sam kształt, a od orbitali atomowych przed „wymieszaniem” różnią się kształtem, rozkładem przestrzennym i energią. Biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych.

7.Liczba orbitali zhybrydyzowanych

Jest równa liczbie orbitali atomowych, które ulegają hybrydyzacji. Np. z 1 orbitalu $s$ i 3 orbitali $p$ powstają 4 orbitale $sp^3$, a z 1 orbitalu $s$ i 1 orbitalu $p$ - 2 orbitale $sp$.

8.Typy hybrydyzacji i ułożenie orbitali w przestrzeni

Hybrydyzacja $sp^3$ (tetraedryczna): 1 orbital $s$ i 3 orbitale $p$ dają 4 orbitale skierowane ku narożom tetraedru (109,5°). Hybrydyzacja $sp^2$ (trygonalna): 1 $s$ i 2 $p$ dają 3 orbitale ułożone w kształcie trójkąta równobocznego (120°). Hybrydyzacja $sp$ (dygonalna): 1 $s$ i 1 $p$ dają 2 orbitale na linii prostej (180°).

9.Przebieg hybrydyzacji $sp^3$ atomu węgla

W stanie podstawowym ($1s^2 2s^2 2p^2$) atom węgla ma 2 niesparowane elektrony. Po wzbudzeniu elektron przechodzi z $2s$ na pusty orbital $2p$ ($1s^2 2s^1 2p^3$) - są 4 niesparowane elektrony. Hybrydyzacja orbitali $2s$, $2p_x$, $2p_y$ i $2p_z$ daje 4 orbitale $sp^3$ o jednakowym kształcie i energii (pośredniej między $2s$ i $2p$), w każdym po 1 elektronie.

10.Tworzenie wiązań w cząsteczce metanu

Każdy z 4 orbitali $sp^3$ atomu węgla (z 1 elektronem) nakłada się z orbitalem $1s$ jednego atomu wodoru i powstają 4 jednakowe wiązania. Orbitale $sp^3$ ustawiają się jak najdalej od siebie, co zmniejsza odpychanie elektronów: atom C leży w środku tetraedru, a atomy H - w jego narożach.

11.Hybrydyzacja $sp^2$ (trygonalna)

Wymieszanie 1 orbitalu $s$ i 2 orbitali $p$ daje 3 orbitale $sp^2$ leżące w jednej płaszczyźnie pod kątem 120°; jeden orbital $p$ pozostaje niezhybrydyzowany, prostopadły do tej płaszczyzny. Np. w $\ce{BF3}$ orbitale $sp^2$ boru nakładają się z orbitalami $p$ atomów fluoru - cząsteczka jest płaska: B w środku, a F w wierzchołkach trójkąta równobocznego.

12.Hybrydyzacja $sp$ (dygonalna)

Wymieszanie 1 orbitalu $s$ i 1 orbitalu $p$ daje 2 orbitale $sp$ ułożone na jednej prostej (180°); 2 orbitale $p$ pozostają niezhybrydyzowane, prostopadłe do nich i do siebie. Np. beryl ($1s^2 2s^2$) po wzbudzeniu ($\ce{Be^*}$: $1s^2 2s^1 2p^1$) tworzy w wysokich temperaturach liniową cząsteczkę $\ce{BeH2}$.

13.Hybrydyzacja atomu węgla w cząsteczce $\ce{HCN}$

W cyjanowodorze atomem centralnym jest węgiel - ma największą wartościowość spośród tworzących cząsteczkę pierwiastków. Atom węgla przechodzi w stan wzbudzony, a jego orbitale $2s$ i $2p_x$ ulegają hybrydyzacji $sp$; orbitale $2p_y$ i $2p_z$ pozostają niezhybrydyzowane. Cząsteczka $\ce{HCN}$ jest liniowa.

14.Wiązania σ i π w cząsteczce $\ce{HCN}$

Wiązania σ powstają przez czołowe nakładanie się orbitali: $1s$ wodoru z orbitalem $sp$ węgla oraz drugiego orbitalu $sp$ węgla z orbitalem $2p_x$ azotu. Wiązania π powstają przez boczne nakładanie się orbitali $2p_y$ i $2p_z$ węgla z takimi samymi orbitalami azotu. Między H i C jest 1 wiązanie σ, a między C i N - 1 σ i 2 π.

15.Wiązanie podwójne $\ce{C=C}$ a hybrydyzacja $sp^2$

Gdy zbliżą się 2 atomy węgla o hybrydyzacji $sp^2$, czołowe przenikanie orbitali $sp^2$ tworzy wiązanie σ, a boczne przenikanie niezhybrydyzowanych orbitali $2p_z$ - wiązanie π. Tak jest w związkach nienasyconych z wiązaniem podwójnym, np. w etenie $\ce{C2H4}$; pozostałe 2 orbitale $sp^2$ każdego atomu C tworzą wiązania σ z atomami wodoru.

16.Wiązanie potrójne $\ce{C#C}$ a hybrydyzacja $sp$

Gdy zbliżą się 2 atomy węgla o hybrydyzacji $sp$, czołowe przenikanie orbitali $sp$ tworzy wiązanie σ, a boczne przenikanie niezhybrydyzowanych orbitali $2p$ - 2 wiązania π. Tak jest w związkach nienasyconych z wiązaniem potrójnym, np. w etynie $\ce{C2H2}$, którego cząsteczka jest liniowa; drugi orbital $sp$ każdego atomu C tworzy wiązanie σ z atomem wodoru.

17.Typ hybrydyzacji atomu węgla a rodzaj wiązań

Atom węgla ma hybrydyzację $sp^3$, gdy tworzy tylko wiązania pojedyncze (związki nasycone, np. metan $\ce{CH4}$), $sp^2$ - gdy tworzy jedno wiązanie podwójne (np. eten $\ce{C2H4}$), a $sp$ - gdy tworzy wiązanie potrójne (np. etyn $\ce{C2H2}$, cyjanowodór $\ce{HCN}$) albo dwa wiązania podwójne (np. $\ce{CO2}$).

18.Liczenie wiązań σ i π w cząsteczce

Każde wiązanie pojedyncze to 1 wiązanie σ, podwójne - 1 σ i 1 π, a potrójne - 1 σ i 2 π. Zlicza się wszystkie wiązania między atomami, także z atomami wodoru, np. w $\ce{H-C#N}$ są 2 wiązania σ i 2 wiązania π.

19.Kształt cząsteczki a jej właściwości

Kształt (geometria) cząsteczki ma istotny wpływ na właściwości i reaktywność substancji. Np. $\ce{CO2}$ i $\ce{SO2}$ różnią się polarnością m.in. dlatego, że cząsteczka $\ce{CO2}$ jest liniowa, a cząsteczka $\ce{SO2}$ - kątowa.

20.Atom centralny

Atom stanowiący rdzeń cząsteczki związku chemicznego, otoczony innymi atomami, jonami lub grupami atomów, np. atom azotu w $\ce{NH3}$ albo atom tlenu w $\ce{H2O}$.

21.Ligandy

Atomy, jony lub grupy atomów połączone z atomem centralnym, np. atomy wodoru w cząsteczce $\ce{NH3}$ lub $\ce{H2O}$.

22.Liczba koordynacyjna

Liczba ligandów połączonych z atomem centralnym. Wolnych par elektronowych się do niej nie wlicza, np. w $\ce{H2O}$ liczba koordynacyjna atomu tlenu wynosi 2.

23.Hybrydyzacja a kształt cząsteczki

Kształty cząsteczek są na ogół zgodne z rozkładem przestrzennym orbitali zhybrydyzowanych atomu centralnego, ale zależą też od jego wolnych (niewiążących) par elektronowych. Przy hybrydyzacji $sp^3$ cząsteczka może być tetraedrem, piramidą trygonalną albo cząsteczką kątową, przy $sp^2$ - trójkątem równobocznym albo cząsteczką kątową, a przy $sp$ - cząsteczką liniową.

24.Metoda VSEPR

Metoda określania typu hybrydyzacji atomu centralnego i kształtu cząsteczek zbudowanych z atomów pierwiastków grup 1.-2. i 13.-18. Nazwa to skrót od ang. Valence Shell Electron Pair Repulsion - odpychanie par elektronowych powłoki walencyjnej. O kształcie decydują pary elektronowe wiązań σ między atomem centralnym a ligandami oraz wolne pary elektronowe atomu centralnego. Metoda nie uwzględnia odpychania jąder, przyciągania elektronów przez jądra ani energii kinetycznej elektronów.

25.Liczba przestrzenna Lp

Suma liczby par elektronowych wiązań typu σ i liczby wolnych par elektronowych atomu centralnego. Wskazuje liczbę orbitali zhybrydyzowanych i typ hybrydyzacji, a tym samym kształt drobiny: Lp = 2 - $sp$ (cząsteczka liniowa), Lp = 3 - $sp^2$ (trójkąt równoboczny), Lp = 4 - $sp^3$ (tetraedr). Takie kształty ma drobina, gdy atom centralny nie ma wolnych par elektronowych.

26.Wzory na liczbę przestrzenną

Cząsteczka: $\mathrm{Lp} = \sigma + \frac{1}{2}(n - m)$; anion: $\mathrm{Lp} = \sigma + \frac{1}{2}(n - m + a)$; kation: $\mathrm{Lp} = \sigma + \frac{1}{2}(n - m - a)$, gdzie $\sigma$ - liczba wiązań σ, $n$ - liczba elektronów walencyjnych atomu centralnego, $m$ - liczba elektronów potrzebna wszystkim ligandom do uzupełnienia dubletu lub oktetu, $a$ - wartość bezwzględna ładunku jonu.

27.Ustalanie kształtu drobiny metodą VSEPR

1) Narysuj wzór kreskowy i policz wiązania σ atomu centralnego (wiązanie wielokrotne zawiera jedno wiązanie σ). 2) Ustal liczbę wolnych par atomu centralnego: $\frac{1}{2}(n - m)$, dla anionu $\frac{1}{2}(n - m + a)$, dla kationu $\frac{1}{2}(n - m - a)$. 3) Oblicz Lp. 4) Z Lp i liczby wolnych par ustal hybrydyzację i kształt, np. $\ce{BCl3}$: Lp = 3 + 0 = 3, trójkąt równoboczny.

28.Typ hybrydyzacji z sumy wiązań i wolnych par

Dodaj liczby wiązań pojedynczych, podwójnych i potrójnych atomu centralnego oraz jego wolnych par elektronowych (każde wiązanie wielokrotne liczy się raz). Suma 4 oznacza hybrydyzację $sp^3$, suma 3 - $sp^2$, a suma 2 - $sp$. Np. w $\ce{BF3}$: 3 wiązania pojedyncze i 0 wolnych par, suma 3 - $sp^2$.

29.Odpychanie par elektronowych w metodzie VSEPR

Wolne pary elektronowe atomu centralnego zaburzają geometrię cząsteczki, bo pary elektronowe odpychają się z różną siłą: najsilniej dwie wolne pary, słabiej wolna para i para wiązania σ, najsłabiej dwie pary wiązań σ. Dlatego przy Lp = 4 kąt maleje: $\ce{CH4}$ 109,5°, $\ce{NH3}$ 107,5°, $\ce{H2O}$ 104,5°.

30.Typ cząsteczki $\mathrm{AB_xE_y}$

Ogólny wzór grupujący cząsteczki według liczby ligandów i wolnych par atomu centralnego: A - atom centralny, B - ligandy, E - wolne pary elektronowe atomu centralnego, $x$ - liczba ligandów, $y$ - liczba wolnych par. Np. $\ce{H2O}$ to typ $\mathrm{AB_2E_2}$, a $\ce{BF3}$ - $\mathrm{AB_3E_0}$.

31.Kształty drobin o liczbie przestrzennej 2 i 3

Lp = 2, typ $\mathrm{AB_2E_0}$: cząsteczka liniowa, 180° (np. $\ce{BeCl2}$, $\ce{CO2}$, $\ce{HCN}$, $\ce{C2H2}$). Lp = 3, typ $\mathrm{AB_3E_0}$: trójkąt równoboczny, 120° (np. $\ce{BF3}$, $\ce{SO3}$, $\ce{NO3-}$, $\ce{CO3^2-}$). Lp = 3, typ $\mathrm{AB_2E_1}$: cząsteczka kątowa (kształt litery V), 119° (np. $\ce{SO2}$, $\ce{NO2-}$, $\ce{O3}$).

32.Kształty drobin o liczbie przestrzennej 4

Atom centralny ma hybrydyzację $sp^3$. Typ $\mathrm{AB_4E_0}$: tetraedr, 109,5° (np. $\ce{CH4}$, $\ce{NH4+}$, $\ce{SO4^2-}$, $\ce{PO4^3-}$, $\ce{ClO4-}$). Typ $\mathrm{AB_3E_1}$: piramida trygonalna, 107,5° (np. $\ce{NH3}$, $\ce{PCl3}$). Typ $\mathrm{AB_2E_2}$: cząsteczka kątowa (kształt litery V), 104,5° (np. $\ce{H2O}$, $\ce{OF2}$).

33.Budowa cząsteczki wody

Atom tlenu otaczają 4 pary elektronowe: 2 wolne pary i 2 pary wiązań σ z atomami wodoru, więc Lp = 2 + 2 = 4 i hybrydyzacja $sp^3$. Kąt między wiązaniami nie wynosi jednak 109,5°, lecz ok. 104,5°, bo wolne pary odpychają się silniej niż pary wiązań σ. Cząsteczka wody ma budowę kątową płaską (kształt litery V).

34.Budowa cząsteczki amoniaku

Atom azotu otaczają 4 pary elektronowe: 1 wolna para i 3 pary wiązań σ z atomami wodoru, więc Lp = 3 + 1 = 4 i hybrydyzacja $sp^3$. Wolna para zmniejsza kąt między wiązaniami do 107,5°. Cząsteczka amoniaku ma kształt piramidy trygonalnej.

35.Dipol elektryczny

Układ dwóch różnoimiennych, ale równych pod względem wartości ładunków cząstkowych ($\delta^+$ i $\delta^-$), znajdujących się w pewnej odległości $l$ od siebie.

36.Moment dipolowy

Wektor $\vec{\mu}$ skierowany od ładunku ujemnego do ładunku dodatniego dipola; jego wartość $|\vec{\mu}| = |\delta| \cdot l$. Moment dipolowy cząsteczki zbudowanej z więcej niż dwóch atomów jest sumą wektorową momentów dipolowych wszystkich jej wiązań polarnych.

37.Moment dipolowy a kształt cząsteczki

Moment dipolowy wykazują cząsteczki polarne, o nierównomiernym rozkładzie ładunków, np. $\ce{HCl}$, $\ce{H2S}$, $\ce{H2O}$, $\ce{SO2}$. Momenty dipolowe wiązań mogą się znosić w cząsteczkach symetrycznych o budowie liniowej ($\ce{CO2}$), trójkątnej ($\ce{BCl3}$) lub tetraedrycznej ($\ce{CH4}$) - wtedy $\mu = 0$ mimo różnej elektroujemności atomów. $\mu = 0$ mają też np. $\ce{H2}$, $\ce{N2}$, $\ce{Cl2}$.