Αυτό το άρθρο εξηγεί τον υβριδισμό sp, τον τρόπο σχεδίασης της δομής sp lewis για ένα υβριδοποιημένο μόριο sp και άλλες λεπτομέρειες που αναφέρονται στον τίτλο.
Τα ατομικά τροχιακά επικαλύπτονται για να σχηματίσουν νέα τροχιακά που διαφέρουν ως προς τις ενέργειες, τα σχήματα και τις δυνάμεις. Αυτή η διαδικασία ονομάζεται υβριδοποίηση. Σε sp υβριδισμός, Το ένα s τροχιακό συνδυάζεται με το ap τροχιακό (σελx,py,pz). Αυτό είναι επίσης γνωστό ως γραμμικός υβριδισμός.
- Κάθε υβριδικό τροχιακό sp είναι ισχυρότερο από το καθαρό s ή το καθαρό τροχιακό p
- Ο αριθμός των ατομικών τροχιακών που συμμετέχουν στον υβριδισμό παράγει τον ίδιο αριθμό υβριδικών τροχιακών.
- Στην περίπτωση ενός υβριδοποιημένου μορίου sp όπως το Be , η ηλεκτρονική διαμόρφωση του Be στη βασική κατάσταση είναι [He]2s2 . Υποβάλλεται σε διέγερση προάγοντας ένα ηλεκτρόνιο από 2s σε 2p και παίρνει τη διαμόρφωση [He]2s1 2p1 .
- Τα τροχιακά 2s και 2p του Be συνδυάζονται για να σχηματίσουν δύο ισοδύναμα sp υβριδισμένα τροχιακά.
- Αυτά τα υβριδικά τροχιακά σχηματίζουν έναν δεσμό σίγμα με τα δύο τροχιακά 3p του Cl.
Κανόνας Octet
Τα άτομα προσπαθούν να επιτύχουν την οκταδική ηλεκτρονική διαμόρφωση είτε μοιράζοντας ηλεκτρόνια σθένους (ομοιοπολικός δεσμός) είτε μεταφέροντας ηλεκτρόνια σθένους, είτε χάνοντας είτε κερδίζοντας (ιονικός δεσμός).
- Πριν μάθετε πώς να σχεδιάζετε το δομή lewis για οποιοδήποτε μόριο, πρέπει να γνωρίζουμε τον κανόνα της οκτάδας.
- Το 1916 ο Kössel και ο Lewis ανέπτυξαν μια πολύ σημαντική θεωρία γνωστή ως ηλεκτρονική θεωρία των χημικών δεσμών.
- Σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, Τα άτομα τείνουν να προσλαμβάνουν οκτώ ηλεκτρόνια (οκτάδα) στο εξωτερικό τους κέλυφος για να αποκτήσουν σταθερότητα όπως ένα ευγενές αέριο. Αυτό είναι γνωστό ως κανόνας της οκτάδας.
- Υπάρχουν ορισμένες εξαιρέσεις σε αυτόν τον κανόνα (υδρογόνο, ήλιο, λίθιο κ.λπ.)
- Σε ορισμένες περιπτώσεις, τα ηλεκτρόνια σθένους στο κεντρικό άτομο μπορεί επίσης να είναι πέρα από οκτώ, όπως βρέθηκε στο PF5 και SF6, όπου το P έχει δέκα ηλεκτρόνια σθένους και το S έχει 12 ηλεκτρόνια σθένους. Αυτές είναι εξαιρέσεις στον κανόνα της οκτάδας.
Πώς να σχεδιάσετε τη δομή lewis για το υβριδισμένο μόριο sp
Δομή Lewis είναι ένα διάγραμμα που δείχνει πώς τα μοναχικά ζεύγη και τα ηλεκτρόνια του ζεύγους δεσμών κατανέμονται σε ένα μόριο.
- Η δομή του Lewis χρησιμοποιεί τον κανόνα της οκτάδας. Αντιπροσωπεύουμε τα ηλεκτρόνια με τελείες και τους δεσμούς με μια παύλα.
- Η καλύτερη δομή lewis δεν αντιπροσωπεύει το πραγματικό σχήμα του μορίου, αλλά βοηθά στην κατανόηση του σχηματισμού των μορίων.
- Σχεδιάζουμε Δομές Lewis έχοντας υπόψη κάποιους κανόνες και οδηγίες.
- Αρχικά, θα δούμε τα ηλεκτρόνια σθένους κάθε ατόμου σε ένα μόριο. Για παράδειγμα, στην περίπτωση του BeCl2 (ένα sp υβριδισμένο μόριο), ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σθένους είναι 2 + (7 X 2) =16 (δύο του Be και επτά από κάθε άτομο χλωρίου).
- Μετά εμείς αναγνωρίσει το κεντρικό άτομο του μορίου. Αυτό είναι συνήθως το άτομο που είναι είτε λιγότερο σε αριθμό είτε λιγότερο ηλεκτραρνητικό.
- Στο BeCl2 , το Be είναι το κεντρικό άτομο.
- Ένας άλλος τρόπος αναγνώρισης του κεντρικού ατόμου είναι ότι μπορεί να είναι το μόνο που μπορεί να σχηματίσει περισσότερους από έναν δεσμούς.
- Τα ηλεκτρόνια σθένους πρέπει να διατάσσονται έτσι ώστε κάθε άτομο να μοιράζεται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων και να σχηματίζει έναν δεσμό.
- Τότε τακτοποιήστε τα υπόλοιπα ζεύγη ηλεκτρονίων να σχηματίσουν μοναχικά ζεύγη ή πολλαπλούς δεσμούς έως ότου κάθε άτομο συμπληρώσει την οκτάδα του.
- Στην περίπτωση των ανιόντων προσθέτουμε ηλεκτρόνια ανάλογα με το αρνητικό φορτίο που υπάρχει σε αυτά. Αν ένα ανιόν έχει φορτίο -1, θα προσθέσουμε ένα ηλεκτρόνιο.
- Ομοίως, στην περίπτωση των κατιόντων, θα αφαιρέσουμε ηλεκτρόνια ανάλογα με το φορτίο του κατιόντος.
- Η καλύτερη δομή lewis του BeCl2 φαίνεται παρακάτω.
- Το Be δεν ολοκληρώνει την οκτάδα του στο BeCl2 καθώς το Be δεν ακολουθεί τον κανόνα της οκτάδας. Είναι εξαίρεση.
Σχήμα δομής Sp Lewis
Για να προβλέψουμε το σχήμα του μορίου, χρησιμοποιούμε το Θεωρία VSEPR.
Η καλύτερη Το σχήμα ενός μορίου δεν μπορεί να προβλεφθεί χρησιμοποιώντας το lewis δομή (μας λέει μόνο για τη διάταξη των ηλεκτρονίων).
Στο BeCl2 Το Be έχει δύο ηλεκτρόνια σθένους που χρησιμοποιούνται για να σχηματίσουν δεσμούς με τα δύο άτομα χλωρίου.
Το Be δεν έχει μεμονωμένο ζεύγος, και τα δύο ζεύγη δεσμών ευθυγραμμίζονται 180 μοίρες μεταξύ τους, σχηματίζοντας α γραμμικό σχήμα.
Επίσημη χρέωση
Δεδομένου ότι διαφορετικά άτομα έχουν διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα, τα ηλεκτρόνια σε έναν χημικό δεσμό δεν μοιράζονται εξίσου.
- Εάν ξεχάσουμε τις ηλεκτραρνητικότητες και υποθέσουμε ότι τα ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό είναι ίσα μοιρασμένα, τότε το φορτίο που αποδίδεται σε ένα άτομο σε ένα μόριο θα είναι την επίσημη χρέωση.
- Εάν υπολογίσουμε τον αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους σε ένα ελεύθερο άτομο (δεν είναι συνδεδεμένο με κανένα άλλο άτομο ή μεμονωμένο άτομο) και στη συνέχεια υπολογίσουμε τον αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους σε αυτό το άτομο σε ένα μόριο, η διαφορά θα μας δώσει το τυπικό φορτίο σε αυτό το άτομο.
- Είναι ένα υποθετικό φορτίο και δεν αντιπροσωπεύει την κατανομή της πυκνότητας των ηλεκτρονίων.
- Το τυπικό φορτίο ενός ατόμου σε ένα μόριο= V-1/2[B] -N
- Εδώ V είναι ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σθένους σε ελεύθερα άτομα, B είναι ο συνολικός αριθμός κοινών ηλεκτρονίων και N είναι ο συνολικός αριθμός μη συνδεδεμένων μη κοινόχρηστων ηλεκτρονίων.
- Το Be έχει δύο ηλεκτρόνια σθένους σε απομονωμένη κατάσταση, ο συνολικός αριθμός των κοινών ηλεκτρονίων είναι τέσσερα (δύο ζεύγη δεσμών) και ο αριθμός των μη κοινόχρηστων ηλεκτρονίων/μοναχικού ζεύγους είναι μηδέν.
- Χρησιμοποιώντας τις παραπάνω πληροφορίες, η επίσημη χρέωση του Be in BeCl2 is 2-1/2[4]-0= 0.
- Το Cl έχει επτά ηλεκτρόνια σθένους σε απομονωμένη κατάσταση, ο συνολικός αριθμός των κοινών ηλεκτρονίων είναι τέσσερα (δύο ζεύγη δεσμών) και έχει έξι μη κοινά ηλεκτρόνια.
- Χρησιμοποιώντας τις παραπάνω πληροφορίες, το επίσημο φορτίο κάθε ατόμου χλωρίου σε BeCl2
is 7-1/2[2]-6=zero.
Συντονισμός δομής Sp lewis
Μπορούμε να σχεδιάσουμε πολλά δομές lewis για ένα μόριο που έχει μεμονωμένα ζεύγη ή μπορεί να σχηματίσει πολλαπλούς δεσμούς.
Αυτά ονομάζονται συντονισμός δομές του lewis ΜΑΘΗΜΑΤΙΚΟΙ τυποι.
Η επίσημη χρέωση βοηθά στην πρόβλεψη της πιο σταθερής δομής lewis σε περίπτωση συντονισμού όπου είναι δυνατές περισσότερες από μία δομές lewis.
Δομές Lewis με χαμηλή επίσημη χρέωση είναι τα πιο σταθερά
.Θα σχεδιάσουμε διαφορετικές δομές lewis του CO2 και προσδιορίστε την πιο σταθερή δομή χρησιμοποιώντας επίσημη χρέωση.
Sp πολικό ή μη πολικό
Η πολικότητα και η μη πολικότητα εξαρτώνται από τη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ των ατόμων και της καθαρής διπολικής ροπής ενός μορίου.
Η πολικότητα και η μη πολικότητα εξαρτώνται από τη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ των ατόμων και της καθαρής διπολικής ροπής ενός μορίου.
Όταν τα συνδεδεμένα άτομα έχουν την ίδια ηλεκτραρνητικότητα, αυτοί μοιράζονται ηλεκτρόνια εξίσου, και το μόριο θα είναι μη πολικό.
Μερικές φορές, πολικοί δεσμοί σε ένα μόριο μπορεί να έχουν συμμετρική γεωμετρία τέτοια που αυτοί ακυρώστε ο ένας τη διπολική στιγμή του άλλου. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα τη δημιουργία του μορίου μη πολικό.
Όταν τα συνδεδεμένα ηλεκτρόνια δεν μοιράζονται εξίσου λόγω διαφοράς ηλεκτραρνητικότητας, η πυκνότητα ηλεκτρονίων είναι μεγαλύτερη στο πιο ηλεκτραρνητικό άτομο. Ως αποτέλεσμα, θα υπάρχει ένα ελαφρώς θετικό κέντρο και ένα ελαφρώς αρνητικό κέντρο στο μόριο (θα σχηματιστεί ένα δίπολο).
Sp τα υβριδικά μόρια έχουν γραμμική δομή. Εάν τα ίδια άτομα υπάρχουν γύρω από το κεντρικό άτομο σε ένα υβριδοποιημένο μόριο sp, η ένωση είναι μη πολική ακόμα κι αν μεμονωμένοι δεσμοί είναι πολικοί.
Αυτό συμβαίνει γιατί η καθαρή διπολική ροπή είναι μηδέν στην παραπάνω περίπτωση.
Ως εκ τούτου, Έγινε2 είναι μη πολικό παρά το γεγονός ότι υπάρχει διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ Be και Cl (οι μεμονωμένοι δεσμοί Be-Cl είναι πολικοί, αλλά το μόριο Be είναι μη πολικό λόγω η καθαρή διπολική ροπή είναι μηδέν).
Χρήσεις της δομής sp lewis
Για να κατανοήσουμε τους χημικούς δεσμούς, πρέπει να αναγνωρίσουμε ηλεκτρόνια μοναχικού ζεύγους και ζεύγους δεσμών σε ένα μόριο.
- Δομή Lewis βοηθά στην οπτικοποίηση της διάταξης των ηλεκτρονίων του κελύφους σθένους σε ένα μόριο.
- Βοηθά στην κατανόηση των χημικών δεσμών.
