Beste antwoord
Volgens VSEPR (Valance shell electron pair repulsion) theorie als alle elektronenparen rond het centrale atoom een bindingspaar zijn, er geen eenzaam paar is, dan hangt de vorm van het molecuul af van het type hybridisatie, bijvoorbeeld: CH4 is sp3 gehybridiseerd.
Als alle elektronenparen rond het centrale atoom bevinden zich geen bindingsparen, er zijn ook enkele eenzaam paar aanwezig, dan zal de vorm van het molecuul worden vervormd vanwege de afstoting van alleenstaand paar-alleenstaand paar, alleenstaand paar-bindingspaar en bindingspaar-bindingspaar. afstoting zal de bindingshoek in het molecuul ook veranderen. Als de hybridisatie van het centrale atoom hetzelfde is, bereken dan het eenzame paar op het centrale atoom. Naarmate het alleenstaande paar op het centrale atoom toeneemt, neemt de bindingshoek af.
Bijvoorbeeld: NH3 en H2O hebben dezelfde hybridisatie, maar in ammoniak is er één alleenstaand paar aanwezig op het stikstofatoom, terwijl in H2O twee alleenstaande paren aanwezig zijn. op een zuurstofatoom, dus de bindingshoek in ammoniak is rasper dan watermolecuul.
Antwoord
Hybride orbitalen kunnen een andere symmetrie hebben dan de basisorbitalen waaruit ze zijn opgebouwd.
Een s orbitaal is sferisch symmetrisch, terwijl ap orbitaal antisymmetrisch is met betrekking tot reflectie over het knoopvlak en radiaal symmetrix rond een as loodrecht op het vlak. Een hybride van de twee zal dezelfde radiale symmetrie hebben als de p-orbitaal, maar zal noch symmetrisch noch antisymmetrisch loodrecht op die as zijn. De s en p z golffuncties delen hetzelfde teken aan de ene kant van het p-knoopvlak, maar hebben tegenovergestelde tekens aan de andere kant, dus de som van de twee golffuncties zullen aan de ene kant van de kern een grotere waarde hebben dan aan de andere kant. Het resultaat zal lijken op een orbitaal, maar de ene lob zal veel groter zijn dan de andere.
Aangezien naast elkaar bestaande orbitalen (voor hetzelfde atoom) orthogonale golffuncties moeten hebben, kun je niet alleen de s of p vervangen door de nieuwe hybride: je krijgt twee sp-hybriden, die kunnen worden beschreven als (s + p z ) / sqrt (2) en (sp z ) / sqrt (2). Het zijn beide lineaire combinaties van dezelfde s- en p-orbitalen, dus ze delen radiale symmetrie langs dezelfde as, maar de grote lob van één zal op de positieve z -as terwijl de grote lob van de andere fill op de negatieve z -as valt. Een atoom dat langs de z -as vanuit beide richtingen nadert, zal meer interactie hebben met de grotere lob dan de kleinere lob, dus deze orbitalen hebben de neiging om sigma-bindingen te vormen aan weerszijden van het centrale atoom, met een bindingshoek van 180º.
De wiskunde (en geometrie) wordt ingewikkelder naarmate je meer basisorbitalen aan de mix toevoegt.
Als je kijkt naar binding, moleculaire orbitalen zijn het resultaat van end-to-end contact tussen een orbitaal van het ene atoom en een orbitaal van een ander atoom. Sigma-bonding-orbitalen hebben geen knoopvlakken. Pi-bindingen hebben een knoopvlak langs de verbindingsas en zijn antisymmetrisch ten opzichte van dat vlak. Als je kijkt naar de p-orbitalen van twee atomen die dicht bij elkaar staan op de z -as, zijn de interacties als volgt:
- De p z orbitalen van beide atomen raken van begin tot eind en vormen sigma-bindende en antibindende orbitalen.
- De p y orbitalen van beide atomen (en evenzo de p x orbitalen) zijn uitgelijnd om een knoopvlak te delen, en vormen pi bonding en antibindende orbitalen. Het is vermeldenswaard dat de atomen dichter bij elkaar moeten zijn om deze overlap te laten optreden dan in het vorige geval – dit is waarom meerdere bindingen meestal korter zijn dan enkele bindingen.
- De andere combinaties (p y met p x , p y met p z , en p x met p z ) hebben elk ten minste één vlak waarvan de ene orbitaal antisymmetrisch is en de andere symmetrisch (er bestaan twee van dergelijke vlakken voor de p y en p x combinatie). In deze gevallen worden er geen moleculaire orbitalen gevormd.
Dezelfde logica is van toepassing op het vormen van moleculaire orbitalen uit hybride atomaire orbitalen. Hun asymmetrie betekent dat ze de neiging hebben om sigma-bindingen vrij goed te vormen met behulp van de grootste lob van de orbitaal, maar hun geometrie is zodanig dat zodra een sigma-binding is gevormd, de knoopvlakken van een atoom over het algemeen niet overeenkomen met de knoopvlakken van de orbitalen van andere atomen, dus de geometrie is behoorlijk slecht voor het vormen van pi-bindingen.