Wikipedia

Ero sivun ”Hybridisaatio” versioiden välillä

Selaa historiaa interaktiivisesti
[arvioimaton versio][arvioimaton versio]
← Vanhempi muutosUudempi muutos →
Poistettu sisältö Lisätty sisältö
VisuaalinenWikiteksti
OKBot (keskustelu | muokkaukset)
13 513 muokkausta
p Botti lisäsi: ko:혼성 오비탈
p AWB
Rivi 35:
Hybridisoituneen atomin 2s<sup>2</sup>- ja 2p<sup>2</sup>-orbitaalit ovat järjestäytyneet uudelleen neljäksi samanlaiseksi sp<sup>3</sup>-hybridiorbitaaliksi. sp<sup>3</sup>3-Hybridiorbitaalit muodostuvat yhden s-orbitaalin ja kolmen p-orbitaalin uudelleenjärjestyessä. sp<sup>3</sup>-Orbitaalit pyrkivät suuntautumaan mahdollisimman kauas toisistaan muodostaen tetraedrirakenteen, jossa sidosten väliset kulmat ovat 109,5°. Näin muodostetut hybridiorbitaalit selittävät esimerkiksi [[metaani]]n hiilen ja [[vety]]jen välisten sidosten kokeellisesti havaitun samanlaisuuden:
 
[[ImageKuva:Ch4-hybridisation.png|Kaaviokuva hiilen laskennallisten hybridiorbitaalien suunnista vetyatomien s-orbitaaleihin nähden]] eli tavanomaisemmin [[ImageKuva:Ch4-structure.png|Metaanin havaittu rakenne]]
 
Fysiikassa tämä teoria ei toimi, sillä mm.muun muassa [[alkuaine]]iden spektrien ominaisuudet eivät selity hybridiorbitaalien kautta. Kemiassa käytettävät monet [[spektroskopia]]n muodot on standardoitu siten että tutkimuksesta saatava vaste on helposti tulkittavissa todisteiksi hybridiorbitaaleja kuvailevan LCAO-teorian erinomaisesta sovellettavuudesta kemiallisessa analyysissä.
 
LCAO-teoriassa sama toteutetaan matemaattisesti tekemällä rajattuja yksinkertaistuksia ytimestä etäimmälle ulottuvia orbitaaleja kuvaaville yhtälöille.
Rivi 55:
</math>
 
Esimerkiksi [[eteeni|eteenissä]]ssä (C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>) on [[kaksoissidos]] hiiliatomien välillä. Eteenin rakennekaava on:
 
[[ImageKuva:Ethene.png|Ethene Lewis Structure. Hiiliatomit sitoututuvat kaksoissidoksella toisiinsa sekä kahteen vetyatomiin.]]
 
Kaksoissidoksen muodostuessa hiiliatomit sitoutuvat toisiinsa ensin hybridiorbitaalien muodostamalla sigma-sidoksella. Hiiliatomi muodostaa kaksi sigma-sidosta muiden atomien kanssa siten, että sidosten välinen kulma on 120° ja sidokset ovat samassa tasossa, joten kaksoissidoksen kohdalta molekyyli on tasomainen. Muuntumattomat 2p-elektronit muodostavat ovat sigma-sidoksen tasoon nähden kohtisuorassa ja kahden vierekkäisen atomin muuntumattomat p-orbitaalit muodostavat sigma-sidoksen kanssa yhdensuuntaisen pii-sidoksen. Pii-sidoksen elektronitiheys on pienempi kuin sigma-sidoksen, jolloin se on sigma-sidosta heikompi ja reagoi helposti. Kaksoissidosta sanotaan tyydyttymättömäksi. Pii-sidos estää molekyylin kiertymisen akselinsa ympäri ja aiheuttaa sidokselle jäykän rakenteen.
 
Sp<sup>2</sup>-hybridisoituneita ovat kaksoissitouneet atomit, kuten olefiiniset hiilet (C=), joissa sp<sup>2</sup>-orbitaalit muodostavat sigma-sidokset ("yksöissidokset") ja kolmas p-orbitaali muodostaa pii-sidoksen ("kaksoissidoksen"), sekä [[karbokationi]]t, joissa kolmas p-orbitaali on tyhjä, sekä [[karbanioni]]t, joissa kolmannella p-orbitaalilla on "ylimääräinen" elektroni. Kolmen atomin renkaissa (esim.esimerkiksi [[syklopropaani]]) hybridisaatio muistuttaa enemmän sp2:sta kuin aitoa sp3:sta.
 
Sp<sup>2</sup>-hybridisaatio on yksittäistä atomia kuvaava ideaalitilanne, jota todellisessa molekyylissä vastaavat monimutkaiset molekyyliorbitaalit, mutta sillä voidaan selittää "tavallisten" molekyylien muoto. Koska kolmannen p-orbitaalin muodostama pii-sidos on sigma-sidoksien alla ja päällä, se pitää särkeä, kun sidosta kierretään. Siksi kaksoissidokset eivät kierry normaaliolosuhteissa. Näkyvä tai ultraviolettivalo pystyy särkemään pii-sidoksen, jolloin nousevat korkeampaan energiatilaan, jossa pi-sidoksen elektronit ovat erillään eri atomien p-orbitaaleilla. Tällöin sp<sup>2</sup>-hybridisoitunutkin atomi voi pyöriä vapaasti. Jos sidos on ollut ''cis'', se kääntyy vähemmän jännittyneeseen ''trans''-konformaatioon, ja kun elektronit pariutuvat uudelleen, pi-sidos muodostuu uudelleen, jolloin sidos on muuttunut pysyvästi ''cis''-sidoksesta ''trans''-sidokseksi.
 
== sp-hybridisaatio ==
Kolmoissidoksen kuvaamiseen tarvitaan sp-hybridiorbitaali. [[Kolmoissidos]]ta muodostavalla atomilla on kaksi sp-hybridiorbitaalia. Kaksi p-orbitaaleista jää hybridisaation ulkopuolelle. Hiiliatomit liittyvät toisiinsa ensin yhdellä sp-orbitaalien muodostamalla sigma-sidoksella. p-Orbitaalien muodostamia pii-sidoksia syntyy kaksi. Sidosten välinen kulma on 180°, joten molekyyli on lineaarinen. Esimerkiksi [[etyyni|etyynissä]]ssä (C<sub>2</sub>H<sub>2</sub>) kolmoissidos muodostuu sp-orbitaalien välisestä sigma-sidoksesta ja p-orbitaalien muodostamasta kahdesta pii-sidoksesta.
 
<math>
Rivi 76:
\frac{\uparrow\,}{p}
</math>
 
 
 
== Esimerkkejä ==
Hybridisaation käsitteellä pystytään ennustamaan monien molekyylien muotoja:
 
*AX2 (esim.esimerkiksi, BeCl<sub>2</sub>): sp-hybridisaatio; lineaarinen
*AX3 (esim.esimerkiksi, BCl<sub>3</sub>): sp²-hybridisaatio; kolmiomainen
*AX4 (esim.esimerkiksi, CCl<sub>4</sub>): sp³-hybridisaatio; tetrahedraalinen
*AX5 (esim.esimerkiksi, PCl<sub>5</sub>): sp³d-hybridisaatio; kolmiomainen bipyramidaalinen
*AX6 (esim.esimerkiksi, SF<sub>6</sub>): sp³d²-hybridisaatio; oktahedraalinen (neliömäinen bipyramidaalinen)
 
Tämä ei pidä paikkaansa tarkasti, mikäli yhdisteen keskusatomia kiertää myös ei-sitovia elektroneja ({{k-en|non-bonding electrons}}). Jos näitä on, sidoskulmat keskusatomin suhteen pienenevät. Ei-sitovilla elektroneilla ei ole toista atomiydintä kierrettäväkseen, jolloin ne "vievät enemmän tilaa" keskusatomin lähellä. Näin käy esim.esimerkiksi ionilla PCl<sub>4</sub>+, jossa fosfori on sp<sup>3</sup>d hybridisoitunut.
 
Hybridisaation käsitettä on käytetty selittämään myös metallien [[kompleksiyhdiste]]issä esiintyviä kovalenttisen <u>sidoksen</u> ja keskusatomin välisiä sidoksia, mutta tässä tapauksessa molekyyliorbitaaliteoria on tieteellisesti eksaktimpi.
Noudettu kohteesta ”https://fi.wikipedia.org/wiki/Hybridisaatio”