Hybridisatie

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie

Hybridisatie is het mengen van elektronen-orbitalen van een atoom. Hybridisatie wordt gebruikt in de atoomfysica om de vorming van chemische bindingen te verklaren.

Chemische bindingen (zogenaamde covalente bindingen) tussen atomen kunnen worden gevormd wanneer twee atomen die vlak bij elkaar liggen twee energie-gunstige orbitalen hebben die overlap hebben, en wanneer in die beide orbitalen samen 2 elektronen zitten.

Atoom-orbitalen zijn heel ongunstig om overlap te maken. Alleen in het H₂ molecuul is het simpel mogelijk om atoom-orbitalen met elkaar te laten overlappen: de 1s orbitaal van het ene atoom, en de 1s orbitaal van het andere atoom overlappen daar. Voor de hogere elementen spelen vrijwel altijd mengsels (wiskundig gezien lineaire combinaties) van de atoomorbitalen een rol. Het maken van deze combinaties wordt hybridiseren genoemd.

Inhoud 1 Orbitalen combineren 2 Waarom hanteert men het hybridisatiemodel? 3 Welke hybridisatie treedt op? 4 Bindingen 5 Ingewikkeldere gevallen

[bewerk] Orbitalen combineren

Voor de meest simpele en begrijpelijke gevallen worden combinaties gemaakt tussen de s- en p-orbitalen uit de valentieschil van het atoom. De combinaties hebben specifieke rangschikkingen die afhangen van het type menging:

• Wanneer de s orbitaal mengt met een enkele p orbitaal, worden 2 sp orbitalen gevormd (één naar links en één naar rechts), en blijven er loodrecht daarop 2 p orbitalen over.
• Wanneer de s orbitaal mengt met twee p orbitalen, worden 3 sp₂ orbitalen gevormd (onder 120° in een vlak), en blijft er loodrecht op dat vlak 1 p orbitaal over.
• Wanneer de s orbitaal mengt met drie p orbitalen, worden 4 sp₃ orbitalen gevormd alsof het atoom het midden vormt van een tetraëder met de hybride-orbitalen wijzend naar de vier punten.

[bewerk] Waarom hanteert men het hybridisatiemodel?

Men heeft het nooit onder de microscoop kunnen waarnemen. Geen mens heeft het ooit gezien. En toch weet men dat de orbitalen hybridiseren. Beschouw eens het element koolstof. Het heeft 6 elektronen. De elektronenconfiguratie ziet er dus als volgt uit: 2 elektronen op de 1s schil, 2 elektronen op de 2s schil en 2 elektronen op de 2p-schil. Men noteert dit dikwijls op de volgende manier:

1s²........2s²..........2p²

↑↓..........↑↓...........↑ ↑

De stabiliteitsregels stellen dat de stabielste elektronenconfiguratie de edelgasconfiguratie is, ofwel een volledig bezet subniveau en als dat niet kan bereikt worden een halfbezet subniveau. Als we deze stabiliteitsregels op koolstof toepassen, dan krijgen we de volgende situatie:

1s²........2s¹.........2p³

↑↓..........↑..........↑..↑..↑ We noemen dit de intermediaire toestand.

Als je nu de verbinding methaan zou willen vormen (CH₄), dan zou dit nu eigenlijk perfect mogelijk zijn. De s-orbitaal is halfbezet en elk van de drie p-orbitalen is eveneens halfbezet zodanig dat een covalente binding perfect mogelijk zou zijn met waterstofatomen. Maar... dit zou betekenen dat de covalente binding met het s-orbitaal minder energierijk zou zijn dan de covalente bindingen met de p-orbitalen. Immers, p-orbitalen zijn energierijker! En men heeft gemerkt dat alle hoeken van een CH₄-molecule gelijk zijn. Men concludeert hieruit dus dat alle covalente bindingen van éénzelfde energierijke toestand zijn. Daarom gaat men ervan uit dat de p-orbitalen naar een lagere energietoestand overgaan en de s-orbitalen naar een hogere: de hybride-orbitalen. Voorstelling:

1s².......h.h..h.h

↑↓........↑.↑.↑.↑

Met het hybridisatiemodel kunnen dus de identieke hoeken in methaan perfect verklaard worden.

[bewerk] Welke hybridisatie treedt op?

Als een atoom covalent gebonden bindingspartners heeft, dan moet men (behalve voor waterstof) het hybridisatiemodel toepassen. Vooral voor koolstof, zuurstof en stikstof levert dit een goede beschrijving van het gedrag van de atomen in verbindingen.

Als je hebt besloten welke elementen gehybridiseerd zullen worden, moet je je nog afvragen welke orbitalen deelnemen aan de hybridisatie. Hiervoor is ook een eenvoudige regel: Het aantal bindingsrichtingen dat je nodig hebt bepaalt het aantal noodzakelijke gehybridiseerde orbitalen. Een vrij elektronenpaar telt als bindingsrichting. Dus:

• koolstof in CH₄ (4 bindingsrichtingen): 1S + 3P → sp₃
• koolstof in etheen (3 bindingsrichtingen) : 1S + 2P → sp₂
• koolstof in ethyn (2 richtingen) : 1S + 1P → sp
• zuurstof in water, alkanolen en ethers: 2 richtingen + 2 vrije elektronenparen = 4: 1S + 3P → sp₃
• zuurstof in aldehyden, ketonen en het dubbel gebonden zuurstofatoom in zuren, esters en amides: 1 richting + 2 vrije elektronenparen = 3: 1S + 2P → sp₂
• stikstof in ammoniak: 3 richtingen + 1 vrij elektronenpaar = 4: 1S + 3P → sp₃

[bewerk] Bindingen

Twee orbitalen (hybride of atoomorbitalen) met een soortgelijke symmetrie, die in naast elkaar liggende atomen liggen, kunnen tot een binding leiden. Er kunnen zelfs meerdere paren orbitalen tussen hetzelfde paar atomen worden gevormd, dit is een meervoudige binding. De eerste binding tussen twee atomen wordt een σ-binding genoemd. Een sigma-binding wordt gekenmerkt door een overlapzone met de grootste elektronendichtheid gesitueerd op de bindingslijn tussen de twee atomen. Dit gebeurt wanneer de orbitalen elk naar het andere atoom "wijzen". Er is een rotatiesymmetrie om een σ-type binding, en de overlap tussen de orbitalen blijft bij rotatie bestaan.

Indien er meer dan één binding is tussen twee atomen (bijvoorbeeld in C₂H₄ en N₂) overlappen de orbitalen die daarvoor verantwoordelijk zijn aan twee kanten van de bindings-as (boven en onder het vlak, of voor en achter het vlak). Deze bindingen worden π-bindingen genoemd. Wanneer er een π-binding tussen twee atomen zit, heeft die binding geen rotatievrijheid meer (draaien om de binding zou de overlap tussen de orbitalen verminderen).

π-bindingen worden meestal gevormd door ongehybridiseerde p-orbitalen op de twee atomen. Als 2 atomen dus één dubbele binding vormen, zullen de rest van de orbitalen (1 s en 2 p orbitalen) tot sp₂ hybridiseren. Een ander voorbeeld: als een atoom 2 dubbele bindingen vormt, blijven er 1 s en 1 p (bijvoorbeeld p_x) orbitaal over om 2 sp orbitalen te vormen. Deze wijzen respectievelijk naar links en naar rechts. Één van de overblijvende p orbitalen (bijvoorbeeld p_z) vormt een dubbele binding "boven en onder" met een tweede atoom, en de ander (p_y) "voor en achter" met een derde atoom.

[bewerk] Ingewikkeldere gevallen

Wanneer atomen in de derde of hogere periodes hybride orbitalen vormen, kunnen ook d (of zelfs f) orbitalen meegehybridiseerd worden. Dit levert een rijk gamma aan verschillende mogelijkheden voor omringing op dat zich uit in de zeer diverse omringingsvoorkeuren van de overgangsmetalen. Het is heel moeilijk om deze omringingen te voorspellen, maar met behulp van de hybridisatietheorie en wat 3D inzicht zijn ze allemaal relatief eenvoudig te verklaren.