Hybridisatie (scheikunde): verschil tussen versies
Verwijderde inhoud Toegevoegde inhoud
kGeen bewerkingssamenvatting |
|||
Regel 14:
== Voorbeelden van eenvoudige hybridisatiemodellen ==
[[Afbeelding:Tetrachlormethan.svg|thumb|Tetrachloormethaan met vier sp<sup>3</sup>-hybriden]]▼
[[Afbeelding:Carbon-dioxide-2D-dimensions.png|thumb|Kooldioxide met twee sp-hybriden]]▼
[[Afbeelding:Phosgene-dimensions-2D.png|thumb|Fosgeen met drie sp<sup>2</sup>-hybriden]]▼
Het bekendste voorbeeld waarin hybridisatie optreedt, is koolstof. Het element [[koolstof]] bezit 6 elektronen, waarvan 4 in de [[Valentie-elektron|valentieschil]]. 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 de [[elektronenconfiguratie]] op de volgende manier:
Regel 35 ⟶ 32:
Hierbij wordt een elektron uit het 2s-orbitaal gehaald en in een 2p-orbitaal geplaatst. Zodoende verkrijgt koolstof 4 halfgevulde orbitalen.
=== Symmetrie, coördinatiegetal en oxidatiegetal ===
Indien men nu de verbindingen [[
==== sp<sup>3</sup>-hybride ====▼
De s- en p-orbitalen kunnen geschreven worden als (zie [[sferische harmonischen]]):
Het koolstofatoom in tetrachloormethaan heeft een [[Tetraëdrische moleculaire geometrie|tetraëderische]] omringing die gevormd wordt door de σ-bindingen van de chloor 3p-orbitalen met vier koolstof-sp<sup>3</sup>-hybriden. de koolstof 2s-orbitaal is voor de helft gevuld en elk van de drie koolstof 2p-orbitalen zijn eveneens voor de helft gevuld, zodanig dat [[polaire verbinding]]en gevormd kunnen worden met de half gevulde 3p-orbitalen op de chlooratomen. Bovendien valt het via [[röntgendiffractie]] aan te tonen dat alle hoeken van een CCl<sub>4</sub>-molecule gelijk zijn (± 109°).▼
:<math>s = \frac{1}{\sqrt{4\pi}} = Y_0^0</math>
:<math>p_z = \left(\frac{3}{4\pi}\right)^{1/2} \frac{z}{r} = Y_1^0</math>
:<math>p_x = \left(\frac{3}{4\pi}\right)^{1/2} \frac{x}{r} = \frac{1}{\sqrt{2}} \left(Y_1^{-1}-Y_1^1\right)</math>
:<math>p_y = \left(\frac{3}{4\pi}\right)^{1/2} \frac{y}{r} = \frac{i}{\sqrt{2}} \left(Y_1^{-1}+Y_1^1\right)</math>
De elektronen worden in de hybriden anders over de beschikbare 2s- en 2p-orbitalen verdeeld:
{| class="wikitable"
|+ Koolstof configuratie
|-
! Orbitalen
| style="text-align:center" | <math>2s</math>
| style="text-align:center" | <math>2p_x</math>
| style="text-align:center" | <math>2p_y</math>
| style="text-align:center" | <math>2p_z</math>
|-
! Vrij atoom
| style="text-align:center" | 2
| style="text-align:center" | 1
| style="text-align:center" | 1
| style="text-align:center" | 0
|-
! Hybride
| style="text-align:center" | 1
| style="text-align:center" | 1
| style="text-align:center" | 1
| style="text-align:center" | 1
|}
Als we aannemen dat het verschil in energie tussen de configuraties gegeven wordt door het verschil in de [[bindingsenergie]] of de [[ionisatie-energie]] van het laatste elektron (E<sub>2s</sub> of E<sub>2p</sub>), dan is de energie van het vrije atoom:
:E<sub>vrij</sub> = 2 E<sub>2s</sub> + 2 E<sub>2p</sub>
en de energie van de hybride configuratie:
: E<sub>hybride</sub> = E<sub>2s</sub> + 3 E<sub>2p</sub>
zodat het energieverschil gelijk is aan ΔE = E<sub>2s</sub> - E<sub>2p</sub>.
==== sp-hybride ====
▲[[Afbeelding:Carbon-dioxide-2D-dimensions.png|thumb|Kooldioxide met twee sp-hybriden]]
Het koolstofdioxidemolecuul is een lineair molecuul met een centraal koolstof atoom. Het koolstof atoom heeft twee sp-hybriden die de σ-bindingen vormen met de half-gevulde 2p-orbitalen op de zuurstofatomen en twee koolstof 2p-orbitalen die de π-bindingen vormen met de andere half-gevulde 2p-orbitalen op de zuurstofatomen.
{| class="wikitable"
|+ Koolstof configuratie
|-
! Hybride
| style="text-align:center" | <math>\frac{s + p_x}{\sqrt 2}</math>
| style="text-align:center" | <math>\frac{s - p_x}{\sqrt 2}</math>
| style="text-align:center" | <math>p_y</math>
| style="text-align:center" | <math>p_z</math>
|}
==== sp<sup>2</sup>-hybride ====
▲[[Afbeelding:Phosgene-dimensions-2D.png|thumb|Fosgeen met drie sp<sup>2</sup>-hybriden]]
Het fosgeenmolecuul is een vlak molecuul met een 2-voudige rotatiesymmetrie met een rotatieas en twee spiegelvlakken die door as van de C-O binding lopen. De drie σ-bindingen met de chooratomen en het zuurstofatoon worden bij benadering gevormd door drie half-gevulde koolstof sp<sup>2</sup>-hybriden met twee half-gevulde chloor 3p-orbitalen en een half-gevulde zuurstof 2p-orbital. De π-binding tussen het koolstofatoom en het zuurstofatoom wordt door de resterende half-gevulde 2p-orbitalen op beide atomen gevormd.
{| class="wikitable"
|+ Koolstof configuratie
|-
! Hybride
| style="text-align:center" | <math>\frac{s + p_x}{\sqrt 3}</math>
| style="text-align:center" | <math>\frac{s - (p_x + p_y \sqrt 3)/2}{\sqrt 3}</math>
| style="text-align:center" | <math>\frac{s - (p_x - p_y \sqrt 3)/2}{\sqrt 3}</math>
| style="text-align:center" | <math>p_z</math>
|}
▲==== sp<sup>3</sup>-hybride ====
▲[[Afbeelding:Tetrachlormethan.svg|thumb|Tetrachloormethaan met vier sp<sup>3</sup>-hybriden]]
▲Het koolstofatoom in tetrachloormethaan heeft een [[Tetraëdrische moleculaire geometrie|tetraëderische]] omringing die gevormd wordt door de σ-bindingen van de chloor 3p-orbitalen met vier koolstof-sp<sup>3</sup>-hybriden. de koolstof 2s-orbitaal is voor de helft gevuld en elk van de drie koolstof 2p-orbitalen zijn eveneens voor de helft gevuld, zodanig dat [[polaire verbinding]]en gevormd kunnen worden met de half gevulde 3p-orbitalen op de chlooratomen. Bovendien valt het via [[röntgendiffractie]] aan te tonen dat alle hoeken van een CCl<sub>4</sub>-molecule gelijk zijn (± 109°).
{| class="wikitable"
|+ Koolstof configuratie
|-
! Hybride
| style="text-align:center" | <math>\frac{s + p_x + p_y + p_z}{2}</math>
| style="text-align:center" | <math>\frac{s + p_x - p_y - p_z}{2}</math>
| style="text-align:center" | <math>\frac{s - p_x + p_y - p_z}{2}</math>
| style="text-align:center" | <math>\frac{s - p_x - p_y + p_z}{2}</math>
|}
== Toekennen van de hybridisatietoestand ==
| |||