Beste svaret
I følge VSEPR (Valance shell electron pair repulsion) teori hvis alt elektronpar rundt det sentrale atomet er bindingspar, det ikke er noen ensomme par, avhenger formen på molekylet av typen hybridisering, for eksempel: CH4 er sp3 hybridisert.
Hvis alt elektronpar rundt det sentrale atomet ikke er bindingspar, det er også noen ensomme par, da vil formen på molekylet bli forvrengt på grunn av ensom par-enslig par, ensom par-bindingspar og bindingspar-bindingspar avstøt. På grunn av dette frastøting vil bindingsvinkelen i molekylet også endres. Når hybridisering av sentralt atom er det samme, beregne det ensomme paret på sentralt atom. Når ensomme par øker på sentralt atom, reduseres bindingsvinkelen.
For eksempel: NH3 og H2O har samme hybridisering, men i ammoniakk er det ett enslig par på nitrogenatom, mens det i H2O er to ensomme par til stede på oksygenatom, så bindingsvinkelen i ammoniakk er raspere enn vannmolekylet.
Svar
Hybridorbitaler kan ha en annen symmetri enn basisorbitalene de er konstruert av.
En s orbital er sfærisk symmetrisk, mens ap-orbital er antisymmetrisk med hensyn til refleksjon over nodeplanet og radialt symmetrix om en akse normal til planet. En hybrid av de to vil ha samme radiale symmetri som p-bane, men vil verken være symmetrisk eller antisymmetrisk vinkelrett på den aksen. S og p z bølgefunksjoner deler det samme tegnet på den ene siden av p nodalplanet, men har motsatte tegn på den andre siden, så summen av de to bølgefunksjoner vil ha større verdi på den ene siden av kjernen enn på motsatt side. Resultatet vil ligne ap orbital, men den ene lappen vil være mye større enn den andre.
Siden sameksisterende orbitaler (for samme atom) må ha ortogonale bølgefunksjoner, kan du ikke erstatte bare s eller p med den nye hybriden: Du får to sp-hybrider, som kan beskrives som (s + p z ) / sqrt (2) og (sp z ) / sqrt (2). De er begge lineære kombinasjoner av samme s- og p-orbitaler, så de deler radial symmetri langs samme akse, men den store lappen til en vil ligge på den positive z axis mens den store lappen til den andre fyllingen faller på den negative z aksen. Et atom som nærmer seg langs z aksen fra begge retninger vil samhandle mer med den større lappen enn den mindre lappen, så disse orbitalene har en tendens til å danne sigma-bindinger på motsatte sider av det sentrale atomet, med en 180 ° bindingsvinkel.
Matematikken (og geometrien) blir mer komplisert når du legger til flere basisorbitaler i blandingen.
Når du ser på binding, molekylær orbitaler er resultatet av ende-til-slutt-kontakt mellom en bane fra et atom og en bane fra et annet atom. Sigma-bindingsorbitaler har ingen nodalplan. Pi-bindinger har et nodalplan langs bindingsaksen, og er antisymmetriske med hensyn til det planet. Hvis du ser på p-orbitalene til to atomer i nærheten av hverandre på z aksen, er interaksjonene som følger:
- P z orbitalene til begge atomer berører ende til ende, og danner sigma-binding og antibondende orbitaler.
- P y orbitaler til begge atomene (og på samme måte p x orbitaler) er justert for å dele et nodalplan og danne pi-binding og anti-bindende orbitaler. Det er verdt å merke seg at atomene må være tettere sammen for at denne overlappingen skal oppstå enn for det forrige tilfellet – dette er grunnen til at flere bindinger pleier å være kortere enn enkeltbindinger.
- De andre kombinasjonene (p y med p x , p y med p z , og p x med p z ) hver har minst ett plan med hensyn til hvilket en bane er antisymmetrisk og den andre er symmetrisk (to slike plan eksisterer for p y og p x kombinasjon). I disse tilfellene dannes ingen molekylære orbitaler.
Den samme logikken gjelder å danne molekylære orbitaler fra hybrid atomorbitaler. Asymmetrien deres betyr at de har en tendens til å danne sigma-bindinger ganske bra ved å bruke den største lappen i orbitalen, men geometrien deres er slik at når en sigma-binding er dannet, samsvarer nodalplanene fra ett atom generelt ikke med nodalplanene fra andre atoms orbitaler, så geometrien er ganske elendig for å danne pi-bindinger.