Хибридизација орбитала — разлика између измена

[[Датотека:Sp2-Orbital.svg|мини|150п|Три ''-{sp}-''² орбитале.]]

'''Хибридизација''' је концепт мијешања [[атом]]ских орбитала при чему се формирају нове хибридне орбитале.<ref>{{Clayden1st |chapter=Structure of molecules}}</ref> Хибридне орбитале су корисне за објашњење и описивање геометријског облика [[молекул]]а.<ref name="isbn0-486-65622-5">{{Cite book |last=Pauling|first=Linus|authorlink= |editor= |others= |title=General chemistry |edition= |language= |publisher=Dover Publications, Inc |location=Mineola, NY |year=1988 |origyear= |pages= |quote= |isbn=978-0-486-65622-9 |oclc= |doi= |url=}}</ref><ref name="url130.242.18.21">{{cite web |url=http://130.242.18.21/nobel_prizes/chemistry/laureates/1954/pauling-lecture.pdf |title=Modern structural chemistry, Nobel Lecture |author=Linus Pauling |format=pdf |year=1954 |publisher= |pages= |language= |archiveurl= |archivedate=}}</ref>

 

== Историјат ==

Теорију хибридизације је први предложио хемичар Линус Паулинг како би објаснио [[Хемијска структура|структуру]] молекула као што је [[метан]].<ref>{{cite journal |title=The Nature of the Chemical Bond. Application of Results Obtained from the Quantum Mechanics and from a Theory of Paramagnetic Susceptibility to the Structure of Molecules |author=L. Pauling |journal=J. Am. Chem. Soc. |volume=53 |year=1931 |url=|pages=1367-1400}}</ref> Према теорији и методи валентне везе, геометријски облик молекула и усмјереност веза у простору посљедица је преклапања атомских орбитала које је утолико повољније уколико може достићи максималну вриједност. Полазећи од [[електрон]]ске конфигурације некада је тешко објаснити усмјереност веза у простору. За описивање структуре таквих молекула користи се концепт хибридизације. Хибридизација није неопходна за описивање свих молекула, него углавном налази примјену за описивање геометријског облика молекула који садрже [[угљеник]], [[азот]], [[кисеоник]] и [[фосфор]].

 

== Врсте хибридизације ==

Хибридизација према броју модификованих атомских орбитала у угљениковом атому може бити:

 

== ''-{sp}-''³ хибридизација ==

Примјер ''-{sp}-''³ хибридизације је молекул метана -{CH₄}-, који има [[тетраедар]]ски облик.

 

 

== ''-{sp}-''² хибридизација ==

[[Датотека:Ethene-2D-flat.png|мини|десно|Структура етена.]]

Примјер ''-{sp}-''² хибридизације jе молекул [[етен]]а, који садржи двоструку везу између два атома угљеника. У молекулу етена су ''-{sp}-''² хибридизована оба атома угљеника. Код атома угљеника долази до мијешања -{2s}- орбитале са двије -{2p}- орбитале, при чему се добију три ''-{sp}-''² хибридне орбитале које се налазе у истој равни а угао између њих је 120° степени. Такође је остала и једна -{2p}- орбитала која није хибридизована.

 

== Хибридизација и облик молекула ==

Хибридизација може објаснити облике молекула:

* -{AX₂}- (нпр. -{BeCl₂}-): ''-{sp}-'' хибридизација линеаран или дијагоналан облик; угао између веза је 180°

** -{AX₂E}- (нпр. -{GeF₂}-): савијен -{V}- облик, < 120°

* -{AX₄}- (нпр. -{CCl₄}-): ''-{sp}-''³ хибридизација; тетраедарски облик; углови између веза су ≈ 109.5°

** -{AX₃E}- (нпр. -{NH₃}-): тригонално пирамидални, угао између веза 107° ([[Слободни електронски пар]] незнатно мијења угао између веза због повећаног одбијања)

* -{AX₅}-- (нпр. -{PCl₅}-): -{sp³d}- хибридизација; тригонално бипирамидални облик

 

Ако на централном атому има слободних електронских парова онда углови између веза постају мањи због повећаног одбијања. На примјер у молекулу воде -{H₂O}- на атому кисеоника постоје двује везе са атомима водоника и два слободна електронска пара. Модел молекула је онда -{AX₂E₂}- и долази до ''-{sp}-''³ хибридизације и распоред електронских парова у молекулу воде је тетраедарски. Угао између веза је 104.5°.