Nejlepší odpověď
Podle VSEPR (odpuzování elektronových párů Valance) teorie, pokud jsou všechny elektronové páry kolem centrálního atomu vazebné páry, neexistují žádné osamocené páry, pak tvar molekuly závisí na typu hybridizace, například: CH4 je hybridizovaný sp3.
Pokud jsou všechny elektronové páry kolem centrálního atomu nejsou pár vazeb, jsou zde také nějaké osamocené páry, pak bude tvar molekuly zkreslen kvůli odpuzování osamělých párů – osamělých párů, osamělých párů – vazeb a vazebních párů – vazebních párů. odpudí se také úhel vazby v molekule. Když je hybridizace centrálního atomu stejná, pak vypočítat osamělý pár na centrálním atomu. Jak se osamocený pár zvyšuje na centrálním atomu, úhel vazby se zmenšuje.
Například: NH3 a H2O mají stejnou hybridizaci, ale v amoniaku je na atomu dusíku jeden osamocený pár, zatímco v H2O jsou přítomny dva osamocené páry na atomu kyslíku, takže úhel vazby v amoniaku je strouhaný než molekula vody.
Odpověď
Hybridní orbitaly mohou mít jinou symetrii než základní orbitaly, ze kterých jsou konstruovány.
S orbitál je sféricky symetrický, zatímco ap orbitál je antisymetrický vzhledem k odrazu přes nodální rovinu a radiálně symetrický kolem osy kolmé k rovině. Hybrid těchto dvou bude mít stejnou radiální symetrii jako orbitál p, ale nebude ani symetrický ani antisymetrický kolmý k této ose. Vlnové funkce s a p z sdílejí stejné znaménko na jedné straně uzlové roviny, ale mají opačné znaménka na druhé straně, takže součet těchto dvou vlnové funkce budou mít větší hodnotu na jedné straně jádra než na opačné straně. Výsledek bude připomínat orbitální ap, ale jeden lalok bude mnohem větší než druhý.
Protože koexistující orbitaly (pro stejný atom) musí mít ortogonální vlnové funkce, nemůžete nahradit pouze s nebo p za nový hybrid: Získáte dva sp hybridy, které lze popsat jako (s + p z ) / sqrt (2) a (sp z ) / sqrt (2). Jsou to lineární kombinace stejných orbitálů s a p, takže sdílejí radiální symetrii podél stejné osy, ale velký lalok jednoho bude ležet na kladném z , zatímco velký lalok druhé výplně spadá na zápornou z osu. Atom blížící se podél z osy z obou směrů bude interagovat více s větším lalokem než menším lalokem, takže tyto orbitaly mají tendenci tvořit sigma vazby na opačných stranách centrální atom s úhlem vazby 180 °.
Matematika (a geometrie) se stává komplikovanější, když do směsi přidáte více základních orbitalů.
Když se podíváte na vazbu, molekulární orbitaly jsou výsledkem vzájemného kontaktu mezi orbitálem z jednoho atomu a orbitálem z jiného atomu. Sigma bonding orbitals nemají žádné uzlové roviny. Pi vazby mají uzlovou rovinu podél osy vazby a jsou vůči této rovině antisymetrické. Pokud se podíváte na orbitaly dvou atomů blízko sebe na ose z , budou interakce následující:
- Orbitály p z obou atomů se dotýkají od jednoho konce k druhému a vytvářejí sigma vazbu a protivazebné orbitaly.
- P y orbitaly obou atomů (a podobně p x orbitaly) jsou zarovnány tak, aby sdílely uzlovou rovinu a vytvořily spojování pí a antibondingové orbitaly. Stojí za zmínku, že atomy musí být blíže k sobě, aby došlo k tomuto překrytí, než v předchozím případě – proto je několik vazeb obvykle kratších než jednoduché vazby.
- Ostatní kombinace (p y s p x , p y s p z a p x s p z ) každá má alespoň jednu rovinu, vůči které je jedna orbitální antisymetrická a druhá symetrická (dvě takové roviny existují pro p y a p x kombinace). V těchto případech nevznikají žádné molekulární orbitaly.
Stejná logika platí i pro tvorbu molekulárních orbitalů z hybridních atomových orbitalů. Jejich asymetrie znamená, že mají tendenci tvořit sigma vazby poměrně dobře pomocí největšího laloku orbitálu, ale jejich geometrie je taková, že jakmile se vytvoří sigma vazba, uzlové roviny z jednoho atomu se obecně neshodují s uzlovými rovinami z orbitaly jiných atomů, takže geometrie je pro vytváření vazeb pí dost mizerná.